1.2.2元素周期律
新课标高中化学必修二全册导学案(习题附参考答案)
新课标高中化学必修二全册导学案(习题附参考答案)目录1.1.1元素周期表(1)1.1.2元素周期表(2)1.1.3元素周期表(3)1.2.1元素周期律（1）1.2.2元素周期律（2）1.2.3元素周期律（3）2.1.1化学能与热能2.2.1化学能与电能（1）化学能与电能的相互转化2.2.2化学能与电能（2）发展中的化学电源2.3.1化学反应速率与限度（1）2.3.2化学反应速率与限度（2）3.1.1最简单的有机化合物甲烷 (1)3.1.2最简单的有机化合物甲烷（2）3.2.1来自石油和煤的两种基本化工原料(1)3.2.2来自石油和煤的两种基本化工原料(2)3.3.1生活中两种常见的有机物（1）乙醇3.3.2生活中两种常见的有机物（2）乙酸3.4.1基本营养物质（1）3.4.2基本营养物质（2）4.1.1开发利用金属矿物和海水资源金属矿物的开发利用（1） 4.1.2开发利用金属矿物和海水资源海水资源的开发利用（2）第一章第一节元素周期表(1)【学习目标】了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。
了解周期、主族序数和原子结构的关系。
【学习重点】周期、主族序数和原子结构的关系；元素周期表的结构【预备知识】一、原子序数1.定义：按照元素在周期表中的给元素编号，得到原子序数。
2.原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：原子序数＝＝＝【基础知识】（一）元素周期表的结构1、周期：元素周期表共有个横行，每一横行称为一个，故元素周期表共有个周期①周期序数与电子层数的关系：②周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为，周期称为长周期，第周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。
[课堂练习1]请大家根据元素周期表，完成下表内容。
[思考与交流]如果不完全周期排满后，应为几种元素？[归纳与整理]2、族：元素周期表共有个纵行，除了三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个，故元素周期表共有个族。
族的序号一般用罗马数字表示。
元素周期律(原子半径、电离能、电负性)课件高二化学人教版(2019)选择性必修2
（金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱）
3.主族元素原子半径的周期性变化 左大下大
同主族
原 子
能层
半
占主导
径 增
大
同周期:左大 同主族:下大
原子半径增大
影响因素及结果： 1.电子的能层越多， 电子之间的排斥作用 越大，将使原子的半 径增大。 2.核电荷数越大，核 对电子的吸引作用也 就越大，将使原子的 半径减小。
注意：这两种作用是
同时存在，相互竞争
的关系。
同周期 核电荷数 占主导
知识拓展 常见简单微粒半径比较的方法和规律: 不同 原子 同周期 左大 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
同主族 下大 Cs>Rb>K＞Na＞Li>H
元 素
离子
电子层不同
层多径大
①r(K＋)>r(Mg2＋) ②r(Cl－)>r(Na＋)
4.电负性的应用：
2)判断化学键的类型
通常
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7) 通常 共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9
3.0
电负性差 2.1
离子化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物；
思考: 电负性的差: 化学键类型:
AlCl3(BeCl3)
1.5 共价
电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9
第一电离能（kJ·mol-1）
全充满，较稳定
半充满，较稳定
2s22p3 2s2
纵列序数 族序数
价电子排布式 最外层电子数
元素周期律123
氧化性与还原性 氧化性增强，
氧化性减弱
同一周期元素：电子层数相同。从左向右，核电荷 数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱， 得电子的能力逐渐增强。元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。
同一主族元素：最外层电子数相同。自上而下，电 子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐增 强，得电子的能力逐渐减弱。元素的金属性逐渐增 强，非金属性逐渐减弱。
元素周期表中元素性质递变规律
内容 电子层数
同周期元素（左→右）同主族元素（上→下）
相同
增多
最外层电子数 原子半径
从1-8 (或1-2) 从大到小
相同 从小到大
元素主要化合价 从+1--+7或-4 ---- -1
相同
金属性
减弱
增强
非金属性
增强
减弱
得失电子能力 单质
失减弱，得增强 还原性减弱
失增强，得减弱 还原性增强，
2. 研究发现新物质 (1) 预言新元素 预测它们的结构与性质
(2) 研究新农药 非金属右上方处 (3) 寻找半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料.
金属和非金属的交界处
过渡元素
3. 论证了量变引起质变的规律性
1. 在周期表中金属和非金属的分界线附近能找到 C
A、制农药的元素 B、制催化剂的元素 C、做半导体的元素 D、制耐高温合金材料的元素
（2）一般而言，电子层数越多，半径越大
（3）同种元素的不同粒子，电子越多，半径越大。
练习：4.比较下列几组微粒的半径大小
Li与C O与S Na与Na+ Cl-与Cl
Li > C S >O Na > Na+
Cl- > Cl
中职化学：原子结构和元素周期表课后习题
1.1原子结构一、填空题1. 在Li 63、N 147、Na 2311、Li 73、Mg 2412、O 148六种原子中：（1） 和 互为同位素；（2） 和 的质量数相等，但不能互称同位素；（3） 和 的中子数相等，但质子数不同，所以不是同种元素。
2. 镁有三种天然同位素：Mg 2412（78.70%）、Mg 2512（10.13%）、Mg 2612（11.17%），镁的相对原子质量为 （提示：用质量数计算）3. 在含有多个电子的原子里，电子在原子核外是 排布的，最外层电子数目不超过 个，如果K 层为最外层时则不超过 个；核外电子总是尽先排布在能量 的电子层里。
4. 某元素的原子最外电子层有7个电子，它的单质在常温下是黄绿色有刺激性气味的气体，与氢气混合后光照会发生爆炸，该元素的符号为 ，原子结构示意图为 。
三、选择题1. 下列关于Ca 4220的叙述中，错误的是（ ）。
A. 质子数为20B. 中子数为20C. 电子数为20D. 质量数为42 2. 下列说法正确的是（ ）。
A. 质量数相同的原子必定是同种元素B. 所有原子的原子核中都既有质子又有中子C. 钠原子失去电子形成钠离子的同时，质量数也减少1D. 同种元素的质子数必定相同，中子数不一定相同3. 某金属阳离子带2个单位正电荷，核外有10个电子，核内中子数为12，则该金属离子的质量数为（）。
A. 14B. 24C. 22D. 124. 某元素的原子，核外有3个电子层，最外层电子数为5，其原子核内的质子数为（）。
A. 4B. 8C. 15D. 18一、填空题1.按核电荷数从小到大的顺序给元素编号，这种序号叫元素的。
2.原子序数从1~2的元素，有个电子层。
原子序数从3~10的元素，有个电子层，最外层电子从1个增加到个，最外层电子达到个，为稳定结构。
原子序数从11~18的元素有个电子层，最外层电子从1个增加到个，达到稳定结构。
3.表1-2-1中从第11号元素钠至第17号元素氯，元素最高正化合价逐渐，从第号元素开始出现负价。
1.2.2元素周期律
电离能
1.概念
元素的电离能及其变化规律
气态电中性
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。
2.符号：I
单位：KJ/mol
保证“能量最低”
M(g) M+(g)
M+(g) + e- 第一电离能 M2+(g) + e- 第二电离能
……
……
电离能
电离能越小 气态原子（离子）越易失电子 电离能越大 气态原子（离子）越难失电子
属素 学 合
性类 键 价
/
非 金
型
类 型
属
性
电负性 小结
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
利用电负性解释元素的“对角线”规则
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;
Be、Al的电负性分别为1.5、1.5; B、Si的电负性分别为2.0、1.8。
体现对角线规则的相关元素
(2)主族元素是金属元素还是非金属元素取决于原子中价电子的多少。
同周期、同主族元素的结构与性质递变规律
最外层电子数 金属性 非金属性
同周期(从左→右) 从1递增到7(第一周期除外)
逐渐减弱 逐渐增强
同主族(从上→下) 相同
逐渐增强 逐渐减弱
主要化合价
最高正价从＋1→＋7(O、F除外) 最高正价＝族序数(O、F除外
结论：同一能层的电子的电离能相差较小； 不同能层的电子电离能相差较大。
电离能
分析下列图表，回答问题 (1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能
I1
I2
I3
I4 …
原创1：1.2.2 元素周期律
加热时，Al与热水无明显现象
单质还原性：Na＞Mg＞Al
元素周期律
第5 页
1.第三周期金属还原性强弱变化规律
1.2镁、铝和盐酸的反应
镁有气泡放出,镁反应剧烈
Mg + 2HCl = MgCl2+H2 ↑ 铝也有气泡放出,反应较缓和 2Al + 6HCl = 2AlCl3+3H2 ↑ 单质还原性：Na＞Mg＞Al
Cl元素位于33As、35Br的上一周期，电子层数少，原子半径小。 氢化物的热稳定性与元素的非金属性有关。
微粒的还原性与半径有关，半径越大，还原性越强。
高价氧化物的酸性与元素的非金属性有关。
元素周期律
第 14 页
3、下列排列顺序不正确的是 ( D )
√A.原子半径:钠>硫>氯 √B.最高价氧化物对应的水化物的酸性:HClO4>H2SO4>H3PO4 √C.最高正化合价:氯>硫>磷 ×D.热稳定性:碘化氢>溴化氢>氯化氢
17 Cl
光照或点燃 爆炸化合
HCl稳定
最高价氧化物对 H4SiO4 应水化物的酸性 极弱酸
H3PO4 中强酸
H2SO4 强酸
HClO4 最强酸
元素周期律
元素金属性减弱 元素金属性减弱 元素金属性减弱
第8 页
元素非金属性增强 元素非金属性增强 元素非金属性增强
随着原子序数的递增，元素金属性和非金属性呈现周期性变化 同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
非金属性：Cl＞Br＞I， 故氢化物的热稳定性：氯化氢>溴化氢>碘化氢
元素周期律
第 15 页
4、X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正
周期律
元素原子半径的周期性变化
化合价规律：
(1)最高正价=主族序数=最外层电子数（除O、F外） (2)最低负价=主族序数-8（除金属外） (3)︱最高正价︱+︱最低负价︱=8（除O、F、金属外） (4)有正、负价的元素一定是非金属 元素 (5)金属无负价，F无负价，O无最高正价。
钠与水的反应： 常温下与冷水发生剧烈的反应，2Na +2H2O = 2NaOH + H2↑ 镁与水的反应： 常温下不反应，与沸水可发生作用；与酸发生 剧烈的反应。 Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2 ↑ Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ 与水不发生反应，与酸的反应不如镁的剧烈。 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
铝与水的反应：
最高价氧化物水化物的碱性：NaOH﹥Mg(OH)2﹥Al(OH)3
最高价氧化物水化物的酸性：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 气态氢化物的稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
结论： Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl 金属性减弱、非金属性增强
同周期元素性质变化规律 族 最外电子数 原子半径 IA 1 IIA 2 IIIA 3 IVA 4 VA 5 VIA 6 VIIA 7
一般,判断金属性和非金属性的依据 ①金属活动性顺序,前强后弱 证明金属性 ②金属与水或酸反应的难易，越易越强。
③金属相互置换,强制弱
④金属最高价氧化物对应水化物的碱性，越强越强
①非金属与H2反应的难易, 越易越强。 证明非金属性 ②非金属气态氢化物的稳定性,越稳越强. ③非金属相互置换,强制弱 ④非金属最高价氧化物对应水化物的酸性，越强越强
1.2.2元素周期律(教学教学设计)高二化学同步备课系列(人教版2019选修第二册)
4. 题型四：周期表中各族元素的性质递变规律
题目：请描述周期表中各族元素的性质递变规律。
答案：周期表中，金属性、非金属性和半金属性在不同族之间呈现出递变规律。例如，从左到右，周期表中金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
此外，我发现学生们对元素周期律的历史背景和发现过程的兴趣不高，这可能会影响他们对元素周期律的深入理解和兴趣。在未来的教学中，我会更多地介绍元素周期律的历史背景和发现过程，激发学生的学习兴趣。
课堂小结，当堂检测
课堂小结：
今天，我们学习了元素周期律这一章节，主要内容包括元素周期律的基本概念、周期表的结构和特点、元素周期律的运用、周期表中各族元素的性质递变规律以及元素周期律在实际应用中的例子。通过学习，学生们对元素周期律有了更深入的理解，能够运用元素周期律预测未知元素的性质和反应，并能将元素周期律应用于实际问题中。
2. 课程平台：人教版2019选修第二册高二化学教材、教学课件、实验指导书。
3. 信息化资源：互联网资源（如化学教育网站、元素周期表相关信息等）、教学视频（如元素周期律的发现和发展历程的纪录片等）。
4. 教学手段：讲授法、实验演示法、小组讨论法、案例分析法、互动提问法。
教学流程
一、导入新课（用时5分钟）
2.案例分析：接下来，我们来看一个具体的案例。这个案例展示了元素周期律在实际中的应用，以及它如何帮助我们解决问题。例如，我们可以利用元素周期律来解释为什么碱金属在空气中容易与其他元素反应。
3.重点难点解析：在讲授过程中，我会特别强调元素周期律的周期性和族的特点。对于难点部分，我会通过举例和比较来帮助大家理解。
初中化学《元素周期律》优秀教案
初中化学《元素周期律》优秀教案第一章：元素周期律的发现1.1 科学家的探索-介绍道尔顿、门捷列夫等科学家对元素周期律的贡献1.2 元素周期律的定义-解释元素周期律的概念：元素周期律是元素性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律1.3 元素周期律的表述-介绍元素周期律的表述方式：周期表第二章：元素周期律的规律2.1 周期性变化-解释元素周期律的周期性变化：原子半径、化合价、金属性和非金属性等2.2 周期表的结构-介绍周期表的结构：周期、族、周期表的排列规律2.3 周期表的应用-讲解周期表在化学学习和实际应用中的重要性第三章：周期表中的主族元素3.1 碱金属族-介绍碱金属族的元素特点、性质及应用3.2 碱土金属族-介绍碱土金属族的元素特点、性质及应用3.3 卤族元素-介绍卤族元素的元素特点、性质及应用第四章：周期表中的过渡元素4.1 过渡元素的分类-讲解过渡元素的分类：d区和ds区4.2 过渡元素的性质-介绍过渡元素的性质：金属性、非金属性、氧化还原性等4.3 过渡元素的应用-讲解过渡元素在催化剂、合金等领域的应用第五章：周期表中的镧系和锕系元素5.1 镧系和锕系元素的发现-介绍镧系和锕系元素的发现背景及意义5.2 镧系和锕系元素的性质-介绍镧系和锕系元素的元素特点、性质及应用5.3 镧系和锕系元素的研究意义-讲解镧系和锕系元素在核反应、超导体等领域的研究价值第六章：原子结构和元素周期律6.1 原子核外电子的排布-解释原子核外电子的排布规律及其与元素周期律的关系6.2 元素周期律的量子化学解释-介绍量子化学对元素周期律的解释和意义6.3 原子半径的周期性变化-讲解原子半径的周期性变化及其在周期表中的应用第七章：元素周期律与化学反应7.1 元素化合价的周期性变化-解释化合价的周期性变化及其对化学反应的影响7.2 金属性和非金属性的周期性变化-介绍金属性和非金属性的周期性变化及其在化学反应中的应用7.3 元素周期律在化学反应预测中的应用-讲解如何利用元素周期律预测化学反应的可能性及产物第八章：元素周期律在材料科学中的应用8.1 金属材料的设计与制备-介绍如何利用元素周期律设计和制备金属材料8.2 半导体材料的应用-讲解半导体材料在电子、光电子领域的应用及其与元素周期律的关系8.3 超级合金及其他先进材料-介绍超级合金及其他先进材料的设计原理及其与元素周期律的关系第九章：元素周期律在环境化学中的应用9.1 环境污染与元素周期律-解释环境污染与元素周期律的关系及其在污染治理中的应用9.2 元素生物地球化学循环-介绍元素生物地球化学循环的规律及其与元素周期律的关系9.3 环境监测与元素周期律-讲解如何利用元素周期律进行环境监测和污染物分析第十章：元素周期律在药物化学中的应用10.1 药物设计与元素周期律-介绍药物设计与元素周期律的关系及其在药物研发中的应用10.2 药物分子结构的优化-解释如何利用元素周期律优化药物分子结构以提高药效10.3 元素周期律在药物筛选中的应用-讲解元素周期律在药物筛选和构效关系研究中的作用第十一章：元素周期律在材料科学中的应用（续）11.1 纳米材料与元素周期律-介绍纳米材料的设计与元素周期律的关系11.2 复合材料的应用-讲解复合材料在各个领域的应用及其与元素周期律的关系11.3 功能材料的研究与发展-介绍功能材料的研究与发展趋势及其与元素周期律的联系第十二章：元素周期律在生物化学中的应用12.1 生物体内元素的分布与周期律-解释生物体内元素分布与元素周期律的关系12.2 酶与元素周期律-介绍酶的活性中心元素与元素周期律的关系12.3 生物地球化学与元素周期律-讲解生物地球化学研究中元素周期律的应用第十三章：元素周期律在宇宙化学中的应用13.1 宇宙中的元素分布-介绍宇宙中元素分布的特点及其与元素周期律的关系13.2 恒星演化与元素周期律-解释恒星演化过程中元素周期律的应用13.3 行星地球化学与元素周期律-讲解行星地球化学研究中元素周期律的应用第十四章：元素周期律在现代化学分析中的应用14.1 原子吸收光谱分析-介绍原子吸收光谱分析原理及其与元素周期律的关系14.2 质谱分析与应用-讲解质谱分析原理及其在元素周期律研究中的应用14.3 X射线荧光光谱分析-介绍X射线荧光光谱分析原理及其与元素周期律的关系第十五章：元素周期律的综合应用与研究前景15.1 元素周期律在多领域中的应用-总结元素周期律在多个领域的应用及其重要性15.2 元素周期律的研究新进展-介绍元素周期律研究的新技术、新方法及发展趋势15.3 元素周期律的挑战与机遇-探讨元素周期律在现代科学中的挑战及未来发展的机遇重点和难点解析本文主要介绍了初中化学《元素周期律》的相关知识，包括元素周期律的发现、规律、应用以及其在不同领域的重要性。
高中化学 第一章 物质结构元素周期律 1.2.2 元素周期表
促敦市安顿阳光实验学校课时作业5 元素周期表和元素周期律的用一、选择题1．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是( )①HCl比H2S稳②HClO氧化性比H2SO4强③HClO4酸性比H2SO4强④Cl2能与H2S反生成S ⑤氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子A．②⑤B．①②C．①②④ D．①③⑤【解析】判断元素的非金属性强弱是根据元素的最高价氧化物对的水化物的酸性强弱(即最高价含氧酸)，而不是氧化性强弱，故②错，③对；最外层电子数多的非金属性不一强，如最外层电子数I>O，但非金属性I<O，A正确。
【答案】A2．短周期中三种元素a、b、c在周期表中的位置如图，下列有关这三种元素的叙述正确的是( )A．a是一种活泼的非金属元素B．c的最高价氧化物的水化物是一种弱酸C．b的氢化物很稳D．b元素的最高化合价为＋7价【解析】根据元素周期表可判断出a、b、c分别为He、F、S，对照选项，C正确。
【答案】C3．下列说法正确的是( )A．在元素周期表中金属与非金属线左边的元素均为金属元素B．Na、Mg、Al的还原性依次减弱C．F、Cl、Br的非金属性依次增强D．NaOH、KOH、Mg(OH)2的碱性依次减弱【解析】在元素周期表中金属在线左边，但线左边的并不都是金属元素，如氢元素，A错；Na、Mg、Al位于同一周期，根据元素周期律，其还原性依次减弱，B正确；F、Cl、Br位于同一主族，根据元素周期律，其非金属性依次减弱，C错；K的金属性强于Na，KOH碱性强于NaOH，D错。
【答案】B4．运用元素周期律分析下面的推断，其中推断错误的是( )A．氢氧化铍[Be(OH)2]的碱性比氢氧化镁弱B．砹(At)为固体，HAt不稳C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体D．硒化氢(H2Se)是无色、有毒，比H2S稳的气体【解析】Be和Mg同主族，金属性不如镁强，故Be(OH)2的碱性比Mg(OH)2弱，A正确；卤族元素的单质从上到下，颜色加深，氢化物越来越不稳，B正确；Sr和Ba同主族，化学性质相似，故SrSO4也难溶于水，C正确；Se的非金属性不如S强，故H2Se不如H2S稳，D错误。
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3、电负性
原子的价电子
键合电子：参与化学键形成 孤对电子：未参与化学键形成
①电负性 同周期元素从左至右电负性逐渐增大
同主族元素从上至下电负性逐渐变小
②电负性应用 一般而言：金属<1.8，非金属>1.8 1.8左右的既有金属性，又有非金属性 对角线规则：
（4）单质与盐溶液的置换反应
（5）普通原电池正负极
非金属性强弱的判断依据 （1）跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度
越易反应，非金属性越强
（2）气态氢化物的稳定性
越稳定，非金属性越强 （3）最高价氧化物对应水化物——最高价含氧酸
酸性强弱
酸性越强，非金属性越强
5、化合价 主族元素族序数＝最高正价＝价电子数（F、O除外）
二、元素周期律 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增 而呈周期性的变化
1、原子半径 电子层数 层数多半径大 层数相同，核电荷数大半径小
决定因素 核电荷数
同周期主族元素：从左至右原子半径逐渐减小
同主族元素：从上至下原子半径逐渐增加
2、电离能 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 态基态正离子所需最低能量 同周期元素第一电离能从左至右呈增大的趋势 但ⅡA、ⅢA、ⅤA、ⅥA反常！
4、金属性与非金属性
金属性：金属单质的还原性 非金属性：非金属单质的氧化性 同主族元素从上至下， 金属性增强，非金属性减弱 同周期元素从左至右 ，金属性减弱，非金属性增强
金属性强弱的判断依据
（1）跟水（酸）反应置换出氢的难易程度
越容易发生，金属性越强 （2）最高价氧化物对应水化物——最高价氢氧化 物 碱性强弱 最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强 （3）金属活动性顺序
）
3．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 C Na、K、Rb Mg2+、Al2+、Zn2+ B D F、Cl、Br Cl-、Br-、I-
4、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是 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 5. 原子半径的大小取决于二个相反因素： 是 ，另一个因素是 。 6. 周期表从左到右，元素的电负性逐渐 ，周期表从上到 下，元素的电负性逐渐 。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。 2．下列第三周期元素的离子中，半径最大的是 ( A Na+ B Al3+ C S2D Cl）
非金属最低负化合价＝主族元素族序数—8
同周期的主族元素从左至右 化合价由＋1→＋7， －4 →0递增
1．下列元素中哪一个基态原子的第一电离能最大？（ A Be 电离能最小的原子可能是 ( A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6