2.3 · 元素周期律练习题 · Periodic Trends

看最后填入电子的能级，不是只看最外层。按构造原理 4s 先填、3d 后填，这个元素最后填的是 3d，所以在 d 区：第 4 周期 ⅤB 族的钒（V，23 号）。最外层的 4s² 容易让人误选 s 区。

用“核电荷数 − 内层电子数”估算，两者的价电子受到的有效核电荷都约为 1（Na：11 − 10；K：19 − 18），差别不在这里。K 多一个电子层，价电子在 n = 4 上，离核更远（原子半径 K 203 pm，Na 166 pm），由库仑定律，距离越大吸引越弱，越容易失去。K 的核电荷数其实更大；两者都只有 1 个价电子。

这四种离子的核外电子数都是 18（和 Ar 的排布相同），区别只在核电荷数：从 S（16）到 Ca（20）核电荷数增大，对同样 18 个电子的吸引增强，半径减小。数据（pm）：$\ce{S^2-}$ 184，$\ce{Cl-}$ 181，$\ce{K+}$ 138，$\ce{Ca^2+}$ 100。

看哪一步突然变大：1577 ÷ 787 ≈ 2.0，3232 ÷ 1577 ≈ 2.0，4356 ÷ 3232 ≈ 1.3，16091 ÷ 4356 ≈ 3.7，19805 ÷ 16091 ≈ 1.2。第 4 个和第 5 个之间跳得最多，说明前 4 个电子是价电子，第 5 个要从内层拿走。有 4 个价电子的第 3 周期元素在 ⅣA 族，是硅。

一般规律是同周期从左到右电离能增大，S 是例外，和第 2 周期的 N、O 是同一个道理。P 是 [Ne]3s²3p³，3 个 3p 电子各占一个轨道（半充满）；S 是 [Ne]3s²3p⁴，有一个轨道里有一对电子，同一轨道里的两个电子互相排斥，其中一个比较容易被移走。A、B、D 的说法都不对：S 的核电荷数（16）更大，原子半径（105 pm）比 P（107 pm）小，两者电子层数相同。

键的极性由两种原子的电负性差决定。H 的电负性是 2.20，F、Cl、O、N 分别是 3.98、3.16、3.44、3.04，电负性差分别为 1.78、0.96、1.24、0.84。F 的电负性最大，H–F 键极性最强。

电负性差：Li–F 3.00，Al–Cl 1.55，Ca–O 2.44，P–Cl 0.97，Mg–Cl 1.85。达到 1.7 的是 Li–F、Ca–O 和 Mg–Cl。Al–Cl 虽然是金属和非金属，但电负性差只有 1.55，氯化铝实际上是共价化合物。这条规则只是经验，界线附近要具体分析。

从 F 到 I，单质的熔点升高（F₂ −219.6 °C、Cl₂ −101.5 °C、Br₂ −7.2 °C、I₂ 113.7 °C），由气态变到固态；原子半径增大（F 57、Cl 102、Br 120、I 139 pm），电负性减小（3.98、3.16、2.96、2.66）。顺着规律往下推，砹是固体，原子比碘大，电负性比碘小。非金属性越来越弱：单质的氧化性 $\ce{Cl2 > Br2 > I2}$，砹比碘还弱，不能置换出碘；氢化物的稳定性也越来越差，HAt 比 HI 更不稳定。

从 Li 到 Cs 电子层数增多，原子半径逐渐增大（Li 128、Na 166、K 203、Rb 220、Cs 244 pm）。价电子离核越来越远，越容易失去，所以第一电离能（520、496、419、403、376 kJ/mol）和电负性减小，金属性增强。金属键减弱，熔点降低（180.5、97.8、63.5、39.3、28.4 °C）。

496 kJ/mol 是 1 mol 原子的数值，先换成焦耳，再除以 1 mol 里的原子个数：$\dfrac{496 \times 10^{3}\ \text{J}}{6.02 \times 10^{23}} = 8.24 \times 10^{-19}$ J。