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第1章

原子结构与性质复习

复习思考：

1. 原子是由哪些基本微粒构成的？

2. 构成原子的各种微粒是否带有电荷？为什么原子是电中性的？

3. 构成原子的各种微粒在数量上有什么规律？这些微粒的体积和质量有什么特点？

考点一

原子核外电子排布原理

原子结构理论的发展，经历了以下五个发展阶段：

①1803年英国化学家道尔顿家建立了原子学说；

②1903年汤姆逊发现了电子建立了“葡萄干布丁”模型；

③1911年英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验提出原子结构的核式模型；

④1913年丹麦科学家玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型；

⑤20世纪20年代建立了现代量子力学模型。

一、原子的构成

1. 原子的构成

原子的组X，其中X号，A为质质子数，A－Z为中子数。

2．原子的组成微粒间的基本关系

(1)电性关系

①原子中：质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数

②阳离子中：质子数＝核外电子数＋电荷数

③阴离子中：质子数＝核外电子数－电荷数

(2)质量关系：质量数＝质子数＋中子数

二、元素、核素、同位素

成表示式：为原子符量数，Z为

1.元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。例：氧（O）元素，氢（H）元素。

特性：主要通过形成的单质或化合物来体现

X)2.同位素：质子数相同而中子数不同的用一元素的不同原子互称为同位素，如0、O、0是氧元素的三种核素，互为同位素。

特性：同位素质量数不同，化学性质相同；天然同位素所占原子百分比一般不变；同位素构成的化合物如H2O、D2O、T2O，物理性质不同但化学性质相同

3.核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子如H(H)、H(D)、H(T)就各为一种核素。

特性：不同的核素可能质子数相同，或中子数相同，或质量数相同，或各类数均不相同

题组一

元素、核素、同位素知识点考察

1．从下列序号中选择填空：

互为同位素的是

；互为同分异构体的是

；互为同系物的是

；

互为同素异形体的是

；同一物质的是

。

①H216O和H218O

②C60和金刚石

③C4H10和C12H26

④

⑤HCOOCH3和CH3COOH

⑥235U和238U 2．下列说法正确的是

A．原子核都是由质子和中子构成的

B．质子数相同的粒子其化学性质不一定相同

C．质子数不同的原子其质量数也一定不同

D．质子数相同的微粒，核外电子数一定相同，但化学性质不一定相同

3．已知氢元素存在1H、2H、3H三种同位素，氧元素存在16O、17O、18O、三种同位素，

则形成的H2共有

种，形成的H2O共有

种，在形成的水分子中，具有不同相对

分子质量的水分子有

种。

123161718考点二

原子核外电子排布原理

核外电子运动特征：

a.电子质量轻

，运动空间很

小

，但电子运动速度

快

，接近光速（3×108m/s）

b.高速运动时，不能找到运动轨迹，不能准确地测量和计算出电子的确切位置。

用电子云表示在一定时间内电子在核外空间各处出现机会的多少.

1．能层、能级与原子轨道

(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。

通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，

同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)

(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。

原子轨道

轨道形状

轨道个数

s p

特别提醒

第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。

2.核外电子分层排布的规律

核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布，其主要规律有：

① 电子总是尽先排布在 的电子层里；

②

每个电子层最多只能容纳

个电子；

③ 最外层最多只能容纳 个电子（K层为最外层不能超过 个）；

④

次外层最多只能容纳 个电子；

⑤

倒数第三层最多只能容纳 个电子。

3．原子核外电子排布的原理

(1)能量最低原理：电子尽先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道， 后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

1s、2s、2p、3s、3p、 、 、4p、

球形

哑铃形

1 3

5s、4d、5p、

6s、4f、 、 、……

说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低

（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺

序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，

整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的

能量之和。

(2)泡利不相容原理

一个原子轨道最多容纳2个电子，并且自旋状态相反。

(3)洪特规则

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，并且自旋状态相同。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。

特别提醒

1.基态原子：处于最低能量的原子。当基态原子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从激发态跃迁回基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子光谱的原因。

2.前36号元素中，全空状态的有：4Be 2s2p、

12Mg 3s3p、

20Ca 4s3d；

半充满状态的有：

7N 2s2p、

15P 3s3p、

24Cr 3d4s、

25Mn 3d4s、

33As 4s4p；

全充满状态的有

10Ne 2s2p、

18Ar 3s3p、

29Cu 3d4s、

30Zn 3d4s、

36Kr 4s4p。

深度思考

1．完成下表，理解能层、能级及其最多容纳电子数的关系

能层

符号

能级

最多容纳电子数

特别提醒

(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；

2 8 18 32 …

2n2

一

K 1s 2

2s 2

二

L 2p 6

3s 2

三

M

3p 6

3d 10

4s 2

4p 6

四

N

4d 10

4f 14 5s 2 五

O …

…

…

…

…

…

2626101102262323515223202020

(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；

(3)构造原理中存在着能级交错现象；

(4)我们一定要记住前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。

2．写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式

原子

N Cl Ca Fe Cu

特别提醒

当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填序，但在书写电子排布式时，

仍把(n－1)d放在ns前，

如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确；Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。

3．请用核外电子排布的相关规则解释Fe3较Fe2更稳定的原因？

＋＋电子排布式

1s22s22p3

1s22s22p63s23p5

1s22s22p63s23p64s2

1s22s22p63s23p63d64s2

1s22s22p63s23p63d104s1

简化电子排布式

[He]2s22p3

[Ne]3s23p5

[Ar]4s2

[Ar]3d64s2

[Ar]3d104s1

答案

＋26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3价层电子的电子排布式为3d5，

＋Fe2价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3较Fe2更为稳定。

＋＋特别提醒

由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。

题组一

根据核外电子排布，正确理解电子能量状态

1．下列轨道表示式所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是__________。

答案

③⑤解析

①不符合能量最低原理；②不符合洪特规则；④不符合能量最低原理。

2．气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是(

) A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1

B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2

C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3

D．1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1

答案

B解析

np3处于半充满结构，稳定，失去一个电子吸收能量多。

“两原理，一规则”的正确理解

(1)原子核外电子排布符合能量最低原理，洪特规则，泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。

易误警示

在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：

①②③④

(违反能量最低原理)

(违反泡利不相容原理)

(违反洪特规则)

(违反洪特规则) (2)半充满、全充满原子结构稳定

如ns2、np3、np6

Cr：3d54s1

Mn：3d54s2

Cu：3d104s1

题组二

化学用语的正确使用

3．下列有关物质结构的表述正确的是

A．次氯酸的电子式

(

) Zn：3d104s2

B．二氧化硅的分子式SiO2

C．硫原子的最外层电子排布式3s23p4

D．钠离子的结构示意图答案

C 解析

次氯酸的电子式为

，A错；二氧化硅是原子晶体，其结构中不存在分子，B错；钠离子是钠原子失去了最外层的1个电子，其结构示意图为错。

，D

4．按要求用三种化学用语表示基态铁原子和三价铁离子，并回答问题。

原子(或离子)结构示意图

电子排布式

轨道表示式

Fe

Fe3

＋

(1)铁原子最外层电子数为________，铁在发生化学反应时，参加反应的电子可能是______________________________________________________________________。

(2)请你通过比较、归纳，分别说出3种不同化学用语所能反映的粒子结构信息。

答案

原子(或离子)结构示意图

电子排布式

电子排布图

(1)2

4s上的2个电子和3d上的1个电子

(2)结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各能层上的电子数。电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数。轨道表示式：能反映各轨道的能量的高低，各轨道上的电子分布情况及自旋方向。

5．A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空：

(1)A元素基态原子的最外层有2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为__________；

(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________；

(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为____________________________________________________；

(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为__________________________。

(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn1，则n＝________；原子中能量最高的＋Fe Fe3

＋

[Ar]3d64s2

[Ar]3d5

是________电子。

答案

(1)C或O

(2)Cl

K (3)Fe

1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2

(4)Cu

1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1

(5)2

2p

解析

(1)A元素基态原子次外层有2个电子，故次外层为K层，A元素有2个电子层，由题意可写出其电子排布图为，则该元素核外有6个电子，为碳元素，其元素符号为C，另外氧原子同样也符合要求，其电子排布图为－＋。

(2)B、C的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。

(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素铁。

(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：

1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。

(5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n＝2，所以元素F的原子最外层电子排布式为2s22p3，由此可知F是N元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外电子中的2p能级能量最高。

化学用语的规范使用及意义

为了书写和学术交流的方便，采用国际统一的符号来表示各个元素元素符号

轨道表示式

它们有各自不同的侧重点

(1)原子结构示意图只能表示核外电子的分层排布和原子核内的质子数，如。

(2)核组成式：如

168O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数和核外电子数以及质量数，并不能反映核外电子的排布情况。

(3)电子排布式：如O原子的电子排布式为1s22s22p4，它能告诉我们氧原子核外的电子分为2个电子层，3个能级，并不能告诉我们原子核的情况，也不能告诉我们它的各个电子的运动状态。

(4)电子排布图(轨道表示式)：如外电子排布的情况表达得就更加详细。

(5)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为

1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。

这个式子，对氧原子核

考点三

原子结构与元素性质

1．原子结构与周期表的关系

(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格) 每周期第一个元素

周期

能层数

原子序数

二

三

四

2 3 4 3 11 19 基态原子的电子排布式

[He]2s1

[Ne]3s1

[Ar]4s1

每周期最后一个元素

原子序数

10 18 36 基态原子的电子排布式

1s22s22p6

1s22s22p63s23p6

1s22s22p63s23p63d104s24p6

1s22s22p63s23p63五

5 37 [Kr]5s1

54 d104s24p64d105s25p6

1s22s22p63s23p63六

(2)原子构型与族的关系

①对主族元素：主族元素的族序数＝原子的最外层电子数。

②对副族元素：次外层电子数多于8个而少于18个的一些元素，它们除了能失去最外层的电子外，还能失去次外层上的一部分电子。例如元素钪[Ar]3d14s2，总共可以失去三个电子，钪为ⅢB族元素。所以，失去的(或参加反应的)电子总数就等于该元素所在的族序数。除第Ⅷ族元素外，大多数元素所在族的族序数等于(n－1)d＋ns(n为最外层)的电子数。

归纳总结

(1)周期的序号等于能层数。

(2)每一周期都是从活泼碱金属开始逐渐过渡到活泼的非金属，最后以惰性气体结束

(3)主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数，等于最外层电子数。

(4)ⅢB～ⅦB族元素原子的价电子数目与族序数相同。

(3)元素周期表的分区

①根据核外电子排布

a．分区

6 55 [Xe]6s1

86 d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6

b．各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

分区

元素分布

外围电子排布

元素性质特点

除氢、氦外都是活泼金s区

ⅠA、ⅡA族及He元素

ns12

～属元素；通常是最外层电子参与反应

p区

ⅢA族～ⅦA族、0族(除氦外) ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) ⅠB族、ⅡB族

nsnp21～6

通常是最外层电子参与反应

1～2d区

ds区

(n－1)d1～9ns

d轨道可以不同程度地参与化学键的形成

金属元素

镧系元素化学性质相(n－1)d10ns12

～f区

镧系、锕系

(n－2)f0(n－1)d～14 0～2ns

2近，锕系元素化学性质相近

c.若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。

②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。

2．元素周期律

(1)原子半径

能层数：能层数越多，原子半径越大①影响因素

核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小

②变化规律

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；

同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

(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要的最低能量，

符号：I1，单位：kJ·mol1。

－②规律

a．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，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

c．同种原子：逐级电离能越来越大(即I1

(3)电负性

①含义：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F的电负性为4.0和Li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。

③变化规律

a.金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。

b.衡量化合物的离子化程度。一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；如果电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。

c. 用于判断元素化合价。在化合物中，成键两元素比较，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。

d. 在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，

同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

深度思考

1．某元素的原子序数为29，试问：

(1)写出该元素的名称及元素符号。

(2)写出该元素原子的电子排布式。

(3)它有多少个能层？有多少个能级？

(4)它的价电子排布式是什么？

(5)它属于第几周期？第几族？主族还是副族？属于哪一个分区？

(6)它有多少个未成对电子？

思考点拨

依据构造原理，写出电子排布式，依据能层数，确定周期的序号，依据价电子排布式，确定其所在的族及区。

答案

(1)该元素为铜其元素符号为Cu。(2)1s22s22p63s23p63d104s1(3)4个能层，7个能级

(4)3d104s1

(5)属于第四周期，ⅠB族为副族元素，属于ds区(6)有1个未成对电子

解析

29号元素为铜(Cu)元素，其原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故有四个能层，七个能级，价电子排布为3d104s1，属于第ⅠB族，为ds区。其价电子的轨道表示式为

，故有一个未成对电子。

2．为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的？

答案

随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸力也越来越大，消耗的能量越来越多。

3．为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？

答案

Mg：1s22s22p63s2

P：1s22s22p63s23p3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。

4．为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al易形成＋2价、＋3价离子？

答案

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个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1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＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

5．元素电负性的具体应用有哪些？

答案

(1)确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素)。

(2)确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键)。

(3)判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)。

(4)电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱)，电负性越大，非金属性越强。F的电负性最大，为4.0。

特别提醒

(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。

(2)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。

(3)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。

题组一

元素推断与元素逐级电离能

1．根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol1)，回答下列各题：

－元素代号

Q R S T U I1

2 080 500 740 580 420 I2

4 000 4 600 1 500

1 800 3 100 I3

6 100 6 900 7 700 2 700 4 400 I4

9 400 9 500 10 500 11 600 5 900 (1)在周期表中，最可能处于同一族的是________。

A．Q和R

B．S和T

C．T和U

(2)下列离子的氧化性最弱的是________。

A．S2

＋D．R和T

E．R和U B．R2＋

C．T3

D．U

＋＋(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________________________。

A．硼

B．铍

C．氦

D．氢

(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：__________________________________________________，如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第______个电子时。

(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是__________，

其中________元素的第一电离能异常高的原因是__________________________________________。

答案

(1)E

(2)D

(3)C(4)电子分层排布，各能层能量不同

10 (5)R

S

S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多

解析

(1)根据电离能的变化趋势知，Q为稀有气体元素，R为第ⅠA族元素，S为第ⅡA族元素，T为第ⅢA族元素，U为第ⅠA族元素，所以R和U处于同一主族。

(2)由于U为第ⅠA族元素且比R电离能小，所以U的氧化性最弱。

(3)由于Q是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与此最像。

＋＋

(4)电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的。若U是短周期元素，则U是Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，由于2s22p6所处能层相同，所以它的第2次电离能飞跃数据发生在失去第10个电子时。

(5)同一周期，第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族比相邻元素要高，因为其最

外层电子呈全充满或半充满结构。

题组二

元素推断与电负性应用

2．如图：

元素符号

电负性值

元素符号

电负性值

Li 0.98 Na 0.93 Be 1.57 Al 1.61 B 2.04 Si 1.90 C 2.55 P 2.19 O 3.44 S 2.58 F 3.98 Cl 3.16 (1)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有两性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是___________________________。

(2)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围____________。

(3)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是__________________________。

(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由，并设计一个实验方案证明上述所得结论。

答案

(1)Be(OH)2＋2H2H2O(2)0.93～1.57 (3)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小

(4)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物。将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物。

正确表述元素周期律

项目

原子核外电子排布

同周期(从左→右) 电子层数相同，最外层同主族(从上→下)

最外层电子数相同，电＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO2－2＋

电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2) 原子半径

逐渐减小(0族除外) 最高正价由(＋1→＋7)

最低负价由－4→－1 子层数递增

逐渐增大

最高正价＝主族序数，非金属最低负价＝主族序数－8

元素主要化合价

原子得、失电子能力

得电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐减弱

第一电离能呈增大的趋势

电负性逐渐增大

金属性逐渐减弱

非金属性逐渐增强

氧化性逐渐增强

还原性逐渐减弱

碱性逐渐减弱

酸性逐渐增强

生成由难到易稳定性逐渐增强

失电子能力逐渐增强

第一电离能逐渐减小

电负性逐渐减小

金属性逐渐增强

非金属性逐渐减弱

氧化性逐渐减弱

还原性逐渐增强

碱性逐渐增强

酸性逐渐减弱

生成由易到难稳定性逐渐减弱

元素的第一电离能

元素的电负性

元素金属性、非金属性

单质氧化性、还原性

最高价氧化物对应水化物的酸碱性

非金属气态氢化物的稳定性