2.3 · 元素周期律练习题 · Periodic Trends

Ca 的电子排布是 [Ar]4s²，最后填入的电子在 4s 亚层，所以在 s 区（第 2 列，ⅡA 族）。

同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷增大，对电子的吸引增强，原子半径减小。共价半径：Na 166 pm，Mg 141 pm，Si 111 pm，Cl 102 pm。Na 在最左边，最大。

同一主族从上到下，电子层增多，最外层电子离原子核越来越远，越容易失去，第一电离能减小。数据（kJ/mol）：Li 520，Na 496，K 419，Rb 403。Li 最大。

电负性同周期从左到右增大，同主族从上到下减小，所以右上角的 F 最大，是所有元素中电负性最大的。数据：O 3.44，F 3.98，Cl 3.16，N 3.04。

碱金属和水反应时失去最外层的 1 个电子。从上到下，这个电子越来越容易失去（第一电离能 kJ/mol：Li 520，Na 496，K 419，Rb 403），金属性越强，反应越剧烈。四种中 Rb 最剧烈。

稀有气体的最外层电子已经排满（He 是 1s²，其余是 ns²np⁶），既不容易失去电子（电离能在同周期最大），也不容易得到电子，所以很难发生化学反应。是不是气体和反应活性没有直接关系。

质子数不变，电子多了一个，电子之间的排斥增大，电子云向外扩展，所以阴离子比原子大（Cl 原子 102 pm，$\ce{Cl-}$ 181 pm）。阳离子正好相反：失去电子，往往还少了一整层，比原子小。

化学反应主要和最外层电子（价电子）有关。同主族元素的价电子排布相同（比如碱金属都是 ns¹），所以化学性质相似。电子层数相同的是同一周期的元素。

Mg 的电子排布是 1s²2s²2p⁶3s²，内层（n = 1、2）共 10 个电子。有效核电荷 ≈ 12 − 10 = 2。内层电子把大部分核电荷“挡住”了，最外层的 3s 电子只感受到约 +2。

熔点 / 沸点：$\ce{F2}$ −219.6 / −188.1 °C；$\ce{Cl2}$ −101.5 / −34 °C；$\ce{Br2}$ −7.2 / 58.8 °C；$\ce{I2}$ 113.7 / 184.3 °C。室温（约 25 °C）在 $\ce{Br2}$ 的熔点和沸点之间，所以溴是液体；$\ce{F2}$、$\ce{Cl2}$ 是气体，$\ce{I2}$ 是固体。从上到下分子越大、色散力越强，熔沸点越高。