专题10 元素周期律和元素周期表（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高一化学上学期期末考点大串讲（苏教版2019必修第一册）

专题10 元素周期律和元素周期表 考点01 元素周期律 考点02 元素周期表 考点03 元素周期表的应用 考点04 元素“位—构—性”关系 ▉考点01 元素周期律 1.元素的原子结构的周期性变化 （1）原子序数 ①概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。 ②与其他量的关系：原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。 （2）1～18号元素原子最外层电子排布变化规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 3→10 2 1→8 11→18 3 1→8 【规律】除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。如图： （3）1～18号元素原子半径的变化规律(稀有气体除外) 原子序数 原子半径(nm) 结论 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体) 3→9 0.152→0.071大→小 11→17 0.186→0.099大→小 【规律】随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。如图： 2.元素主要化合价的周期性变化 1～18号元素的主要化合价规律 原子序数 主要化合价 结论 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 11→17 最高价＋1→＋7、最低价－4→－1 【规律】 1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的周期性变化，其中O、F 元 素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的周期性变化。如图： 本质原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化。 3.元素金属性和非金属性的周期性变化 （1）元素的金属性变化规律 ①判断元素金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强 ♦金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强 ♦最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe ②实验探究钠、镁、铝的金属性强弱 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 金属失电子的能力，即金属性：Na>Mg>Al 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ ③实验探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl === MgCl2＋2H2O 实验结论 NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱，则金属性：Na>Mg>Al。 （2）元素的非金属性变化规律 ①判断元素非金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强 ♦单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强 ♦最高价氧化物水化物的酸性 酸性越强，其对应元素的非金属性越强 非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素 单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强 单质与同种金属反应的难易 单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl>S ②硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较 原子 Si P S Cl 最高正价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 最低负价 －4 －3 －2 －1 单质与H2 化合的条件 高温 较高温度 需加热 点燃或光照 从Si到Cl，与H2化合越来越容易 气态氢化物 的稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强 最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强无机酸 结论 从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强→从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强 4.元素周期律 （1）概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。 （2）内容：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价都呈现周期性变化。 （3）实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 【温馨提示】 1、主族元素主要化合价的确定方法 （1）最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 （2）最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 （3）H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 2、主族元素的氢化物及其最高价含氧酸的关系 主族 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 3、11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较 元素 Na Mg Al Si P S Cl 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 (H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性强弱 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强 ▉考点02 元素周期表 1．元素周期表的编排原则 （1）诞生：1869年，俄国化学家门捷列夫绘制了第一张元素周期表。 （2）编排原则 ①横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 ②纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 （1）周期(横行)：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行，称为周期。7个横行分别称为7个周期。 ①特点：每一周期从左到右核电荷数依次递增，但元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。 ②分类：短周期和长周期。 ③现行元素周期表周期的特点 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 （2）族（纵列）：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共18列，分为16个族。 ①主族：共7个，用A表示。 a.特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝最外层电子数。 b.现行元素周期表族的特点 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ②副族：完全由长周期元素构成，共7个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ③Ⅷ族：占据元素周期表的第8、9、10共3个纵列。 ④0族：在元素周期表的第18列。 3．元素周期表的特殊位置 （1）镧系：在元素周期表的第六周期ⅢB族，共15种元素。 （2）锕系：在元素周期表的第七周期ⅢB族，共15种元素。 （3）过渡元素，又称过渡金属：指ⅢB~ⅡB、Ⅷ族元素。 4．常见族的别名 ⅠA称为碱金属(除H外)，ⅡA称为碱土金属，ⅤA称为氮族元素，ⅥA称为氧族元素，ⅦA称为卤素，0族称为稀有气体元素。 5．微粒半径的大小比较—“四同法” （1）同周期——“序大径小”：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 （2）同主族——“序大径大”：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。 （3）同元素不同微粒半径 ①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na+)<r(Na)；r(Cl−) >r(Cl)。 ②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 （4）同结构——“序大径小”：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 6．同主族元素的性质的递变规律 （1）碱金属元素 ①原子结构的相似性和递变性 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 原子结构示意图 相似性 最外层均有1个电子 递变性 从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 ②物理性质的相似性和递变性 碱金属单质 颜色和状态 密度／g·cm－3 熔点／℃ 沸点／℃ 锂（Li） 银白色、柔软 0.534 180.5 1347 钠（Na） 银白色、柔软 0.97 97.81 882.9 钾（K） 银白色、柔软 0.86 63.65 774 铷（Rb） 银白色、柔软 1.532 38.89 688 铯（Cs） 略带金属光泽、柔软 1.879 28.40 678.4 相似性 除铯外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性也都很好；碱金属的密度都比较小，熔点也都比较低。 递变性 随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大（钾除外）；熔沸点逐渐降低。 ③化学性质的相似性和递变性（钠、钾为例） 实验内容 现象 结论或解释 与氧气反应 钠在空气中燃烧 钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体 化学方程式：2Na+O2Na2O2 钾在空气中燃烧 钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色固体 化学方程式：K+O2KO2（超氧化钾） 与水反应 钠与水的反应 钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处游动嘶嘶作响，最后消失 化学方程式：2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 钾与水的反应 钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，最后消失 化学方程式：2K+2H2O==2KOH+H2↑ 相似性 ①碱金属都是活泼金属，均易失去1个电子，在化合物中均为＋1价；②单质均能与非金属单质(O2、Cl2)反应；③单质均能与水反应（用R表示单质），反应通式：2R+2H2O=2ROH+H2↑；④单质均能与酸反应，反应通式：2R+2H+=2R++H2↑；⑤碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有强碱性。 递变性 ①碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越剧烈；②LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐增强，随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐增强。 （2）卤族元素 ①原子结构的相似性和递变性 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 相似性 最外层均有7个电子。 递变性 从F到I，随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 ②单质物理性质的相似性和递变性 卤素单质 颜色和状态 密度 熔点／℃ 沸点／℃ F2 淡黄绿色气体 1.69 g / L（15℃） －219.6 －188.1 Cl2 黄绿色气体 3.215 g / L（0℃） －101 －34.6 Br2 深红棕色液体 3.119 g / cm3（20℃） －7.2 58.78 I2 紫黑色固体 4.93 g / cm3 113.5 184.4 相似性 均有色，熔、沸点较低，难熔与水（F2与水剧烈反应）。 递变性 ①随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；②状态由气→液→固；③密度逐渐增大；④熔沸点都较低，且逐渐升高。 ③单质化学性质的相似性和递变性 a.卤素单质与氢气反应 F2＋H2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢很稳定 Cl2＋H22HCl 光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定 Br2＋H22HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定 I2＋H22HI 不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下同时分解为H2和I2，是可逆反应 结论 从F2→I2,卤素单质与H2反应越来越难，则非金属性逐渐减弱 b.实验探究：对比卤素单质（Cl2、Br2、I2）的氧化性强弱 实验内容 将少量氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。 将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。 现象 静置后，液体均分为两层。上层液体均呈无色，下层液体分别呈橙色、紫色。 静置后，液体分为两层。上层液体呈无色，下层液体呈紫色。 方程式 ①2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2 ②2KI+Cl2==2KCl+I2 ③2KI+Br2==2KBr+I2 结论 随着核电荷数的增加，卤素单质的氧化性逐渐减弱：Cl2>Br2>I2，即随核电荷数的递增，ⅦA族元素原子的得电子能力越来越弱，元素的非金属性越来越弱。 相似性 卤族元素的原子最外层均有7个电子，得电子的能力强，容易得1个电子，其单质都具有较强的氧化性，自然界中不存在游离态的卤素单质。 递变性 ①Cl2、Br2、I2单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2＞Br2＞I2，相应阴离子的还原性由强到弱的顺序是I－＞Br－＞Cl－。 ②从F→I，单质与氢气反应越来越难，气态氢化物的稳定性依次减弱。 ③从Cl→I，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越弱。 【温馨提示】 1、由原子序数确定元素在周期表中的位置 （1）原子结构示意图法 ①推断根据：原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数；周期数＝原子电子层数；主族序数＝原子最外层电子数。 ②适用范围：主族元素，适合原子核电荷数较小的元素位置推断。 （2）0族定位法 ①0族元素原子序数与周期序数 稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn X(未知) 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ②比大小，定周期；求差值，定族数：若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数多1或2，则该元素处于相邻近0族元素下一周期的ⅠA族或ⅡA族。如元素87X，87－86＝1，则X在第7周期第ⅠA族；若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数少1～5时，则该元素处于相邻近0族元素所在周期的ⅢA～ⅦA族，如84X应在第6周期第ⅥA。 2、元素“序数差”规律 （1）同周期：相邻主族元素除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1；同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、第七周期相差25。 （2）同主族：相邻元素第二、第三周期的同族元素原子序数相差8；第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18；第四、第五周期的同族元素原子序数相差18；第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32；第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。 （3）奇偶差规律：元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。 3、微粒半径的大小比较—“三看” “一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 “二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 “三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。 所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 4、碱金属单质性质的相似性和递变性 单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物等化合物；都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气；并且随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越剧烈。4Li+O22Li2O 、2Na+O2Na2O2、2Na+2H2O==2NaOH+H2↑、2K+2H2O==2KOH+H2↑ 5、卤素的特殊性 （1）氟无正价，无含氧酸；氟的化学性质特别活泼，遇水生成HF和O2，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀玻璃。氟化银易溶于水，无感光性。 （2）氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。 （3）溴是常温下唯一液态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴对橡胶有较强腐蚀作用。 （4）碘为紫黑色固体，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。 ▉考点03 元素周期表的应用 1．推测元素及其化合物的性质 （1）比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性：Ca(OH)2>Al(OH)3。 （2）推测陌生元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。 （3）制备具有特定性质的新物质。在金属、非金属分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。钒、铂、铑、银组成的物质作催化剂，钛作制造火箭发动机壳体、人造卫星的壳体。 2.在科技生产中的应用 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： （1）在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料（如硅、锗、硒等）。 （2）在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的催化剂。 （3）在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。 （4）研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。 （5）位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 3．判断元素金属性与非金属性强弱 （1）同周期(从左到右)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素金属性减弱，非金属性增强。 （2）同主族(自上而下)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，元素金属性增强，非金属性减弱。 （3）元素周期表的金属区和非金属区： ①分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左边 是金属元素，右边是非金属元素。 ②分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属之间没有严格的界线。 （4）元素周期表中左下方是金属性最强的元素铯，右上方是非金属性最强的元素氟。 ▉考点04 元素“位—构—性”关系 1．同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外) 项目 同周期(从左至右) 同主族(自上而下) 电子层数 相同 逐一增加 最外层电子数 逐一增加(除第一周期外均为1～7) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 非金属形成气态氢化物难易程度 由难到易 由易到难 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价(－4)～(－1) 最高正价=主族序数， 最低负价=－(8－族序数) 2．元素化合价与元素在周期表中位置的关系 （1）同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。 （2）主族元素最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数。 （3）非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。 3．元素“位、构、性”三者的关系 （1）元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。 （2）解答元素推断题的一般思路 ①由元素原子或离子的核外电子排布推断 ②由元素单质或化合物的性质(特性)推断 ③由元素在周期表中的位置推断 【温馨提示】 1、短周期主族元素的某些特殊性质 (1)原子半径最小的元素是氢元素，最大的是钠元素。 (2)气体单质密度最小的元素是氢元素。 (3)元素原子的原子核中只有质子没有中子的元素是氢元素。 (4)原子序数、电子层数、最外层电子数都相等的元素是氢元素。 (5)与水反应最剧烈的金属单质是Na，非金属单质是F2。 (6)气态氢化物最稳定及只有负价而无正价的元素是F。 (7)最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是Cl，碱性最强的元素是Na。 2、元素推断基本方法： （1）对于简单的推断题只要应用有关知识点进行直接判断、比较或计算，即可找到答案。 （2）很多情况下只涉及短周期元素或前20号元素，可在草稿纸上画出一个只包含短周期或前20号元素的周期表，对照此表进行推断。 （3）可利用题目暗示的突破口，联系其他条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论。 1．有关原子结构的说法正确的是（ ） A．1~18号元素，原子的最外层电子数重复出现由1~8的周期性变化 B．3~9号、11~17号元素随着核电荷数的递增，原子半径呈现由大到小的周期性变化 C．原子的核电荷数越多，原子半径越大 D．原子核外电子数越多，原子半径越大 2．N、O、Na、Al、S、Cl是元素周期表中的短周期主族元素，下列说法正确的是（ ） A．气态氢化物的热稳定性： H2O<H2S B．原子半径： r(N)<r(O) C．碱性强弱： NaOH<Al(OH)3 D．非金属性：S<Cl 3.下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（ ） A．非金属性：Cl＞S B．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3 C．酸性：HNO3>H2CO3 D．金属性：K>Na>Li 4.下列关于元素周期表的说法正确的是（ ） A．元素周期表是按照元素的相对原子质量大小排列而成的 B．元素周期表有7个横行，即7个周期；有18个纵列，即18个族 C．凡是位于元素周期表中同一周期的元素，都是按从左到右的顺序原子最外层电子数由1递增到8 D．凡是位于元素周期表中同一主族的元素，都是按从上到下的顺序电子层数逐渐增多 5．下列比较元素的金属性强弱的方法正确的是（ ） A．比较Na、Mg的金属性：将钠和镁条分别放入冷水中 B．比较Mg、Al的金属性：将Mg、Al分别放入NaOH溶液中 C．比较Fe、Cu的金属性：将Fe、Cu分别放入稀硝酸中 D．比较Zn、Fe的金属性：将Zn放入FeCl3溶液中 6．下列事实能作为判断依据的是（ ） A．根据N2在空气能稳定存在，而P4在温度特别高的夏天容易自燃，判断非金属性：N>P B．根据盐酸除去水垢时发生CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O，判断碳与氯的非金属性强弱 C．向硅酸钠溶液中通入CO2，有硅酸胶体生成，判断碳与硅的非金属性强弱 D．根据元素原子最外层电子数越多，该元素金属性越强 7．下列关于元素周期表的叙述不正确的是（ ） A．共有7个周期，16个族 B．某第ⅡA族元素的原子序数为a，则a＋1的元素一定是第ⅢA族元素 C．地壳中含量最多的元素位于第二周期 D．原子最外层只有2个电子的元素可能是金属元素也可能是非金属元素 8．国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式元素周期表原先的主副族及族号取消，由左至右改为18列。如碱金属元素为第1列，稀有气体元素为第18列。按此规定，下列说法错误的是（ ） A．第9列元素中没有非金属元素 B．第15列元素原子最外层有5个电子 C．在整个18列元素中，第3列的元素种类最多 D．只有第2列元素原子最外层有2个电子 Y X Z 9．已知X、Y、Z三种元素在周期表中的相对位置如表所示，且X的原子序数为a，下列说法中不正确的是（ ） A．Y、Z的原子序数之和可能为2a B．Y的原子序数可能是a－17 C．Z的原子序数可能是a＋31 D．X、Y、Z一定都是短周期元素 10．下列有关碱金属和卤素的说法中，错误的是（ ） A．溴单质与H2的反应比碘单质与H2的反应更剧烈 B．碱金属中，锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子得电子的能力最强 C．钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 D．随核电荷数的增加，碱金属和卤素的熔、沸点都逐渐降低 11．同周期三种元素X、Y、Z的最高价氧化物对应水化物分别是HXO4、H2YO4、H3ZO4，下列判断正确的是（ ） A．含氧酸的酸性HXO4＜H2YO4＜H3ZO4 B．阴离子还原性按X、Y、Z顺序减弱 C．气态氢化物稳定性按X、Y、Z顺序减弱 D．原子半径按X、Y、Z顺序减小 12．如图所示是元素周期表的一部分，下列说法中正确的是（ ） A．元素的简单离子半径大小：④＞⑤＞② B．气态氢化物的稳定性：⑤＞② C．最高价氧化物对应水化物的酸性：⑥＞⑤ D．元素的最高正化合价：③＝⑥ 13．短周期主族元素X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大。R元素的原子半径是短周期主族元素中最大；甲是由X、Y、Z、Q四种元素组成的酸式盐，甲中阳离子是一种5核10电子微粒：乙为上述五种元素中某种元素的最高价氧化物对应的水化物，甲与足量乙的溶液在一定条件下反应生成丙、丁、戊三种物质，室温下只有丁是气体。下列说法错误的是（ ） A．简单离子半径：Z>Q>R B．R与Q可形成核电荷数为62的化合物 C．丙和戊的混合物可能呈酸性 D．Z与R形成的化合物中，有一种可以与水反应生成两种碱 14．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，它们的原子序数之和等于38。由这些元素组成的化合物有如下转化关系(部分产物省略)。下列叙述正确的是（ ） A．X、Y、Z、W的原子半径依次增大 B．简单氢化物的还原性：Y>W C．丁与水反应生成乙 D．丙和戊不能大量共存 15．为纪念元素周期表诞生150周年，IUPAC等从世界范围征集优秀青年化学家提名，形成一张“青年化学家元素周期表”，向世界介绍118位优秀青年化学家，有8位中国青年化学家成为“N、S、Hg、U”等元素的代言人。 （1）汞的原子结构示意图，汞在元素周期表中位于第__________周期 。 （2）氮在周期表第_________列，周期表中位置是_______________________。 （3）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是___________。 A．酸性：HCl＞H2S B．非金属性：O＞S C．碱性：NaOH＞Mg(OH)2 D．热稳定性：HCl＞H2S （4）非金属性：N＞C，用一个化学方程式证明________________________。 16．根据下图所示装置回答以下问题。已知：①KMnO4常温下与浓盐酸反应可制得Cl2。②H2SiO3不溶于水。 （1）利用如图装置可以验证元素非金属性的变化规律。图中A装置的名称是 ______________。干燥管D的作用是_______________________。 （2）实验室中现有药品Na2S、KMnO4、浓盐酸、MnO2，请选择合适药品设计实验验证氯的非金属性强于硫：烧瓶中发生反应的离子方程式为_____________________。装置C中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，离子方程式为_____________________。 （3）若要用此装置证明酸性：HNO3＞H2CO3＞H2SiO3，进而证明非金属性：N＞C＞Si，从以下所给物质中选出甲同学设计的实验所用到的物质： ①稀HNO3　 ②稀盐酸　 ③碳酸钙　 ④Na2SiO3溶液　 ⑤SiO2 试剂A与C分别为________(填序号)；试管中发生反应的离子方程式为_______________________________。 有同学认为此实验不能说明N、C、Si的非金属性强弱，你认为原因是_________________________________。 17．下表列出了①~⑤五种元素在周期表中的位置：      族 周期 ⅠA 0 1 ① ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2 ② ③ 3 ④ ⑤ ⑥ 按要求回答下列问题： （1）元素⑥的最高正化合价是___________。 （2）元素⑤在周期表中的位置是___________。 （3）元素②和元素③的非金属性强弱关系是②___________③(选填“＞”或“＜”)；表中所列六种元素的单质，常温下为有色气体的是___________(填化学式)。 （4）①~⑥六种元素中原子半径最大的是___________(填元素符号)。②③两种元素的最简单氢化物中最稳定的是___________(填化学式) （5）元素③与元素④能形成原子个数比为1：1的化合物 Y，Y 在常温下为固态，焰色反应为黄色，常用与呼吸面具中做供氧剂。写出Y与水反应的化学方程式：___________。 18．元素周期表体现了元素“位-构-性”的关系，下图是元素周期表的一部分，回答下列问题： （1）Ga元素的原子结构示意图如图所示，则其在元素周期表中的位置为___________。 （2）Ge元素位于中金属元素和非金属元素的分界处，其最高正价为___________，可作___________材料使用；Bi元素的最高价氧化物为___________(填化学式，下同)；I元素的最高价氧化物对应的水化物为___________。 （3）以上元素中，失电子能力最强的元素是___________，非金属性最强的元素是___________。 （4）根据元素周期律等有关知识，推断： ①阴影部分元素对应的氢化物中最稳定的是___________。 ②N3-、O2-、Al3+、S2-，四种离子半径由大到小的顺序：___________(用离子符号排序)。 ③H3AsO4、H2SeO4、H2SO4的酸性由强到弱的顺序：___________。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！学科网（北京）股份有限公司17 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题10 元素周期律和元素周期表 考点01 元素周期律 考点02 元素周期表 考点03 元素周期表的应用 考点04 元素“位—构—性”关系 ▉考点01 元素周期律 1.元素的原子结构的周期性变化 （1）原子序数 ①概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。 ②与其他量的关系：原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。 （2）1～18号元素原子最外层电子排布变化规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 3→10 2 1→8 11→18 3 1→8 【规律】除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。如图： （3）1～18号元素原子半径的变化规律(稀有气体除外) 原子序数 原子半径(nm) 结论 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体) 3→9 0.152→0.071大→小 11→17 0.186→0.099大→小 【规律】随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。如图： 2.元素主要化合价的周期性变化 1～18号元素的主要化合价规律 原子序数 主要化合价 结论 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 11→17 最高价＋1→＋7、最低价－4→－1 【规律】 1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的周期性变化，其中O、F 元 素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的周期性变化。如图： 本质原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化。 3.元素金属性和非金属性的周期性变化 （1）元素的金属性变化规律 ①判断元素金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强 ♦金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强 ♦最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe ②实验探究钠、镁、铝的金属性强弱 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 金属失电子的能力，即金属性：Na>Mg>Al 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ ③实验探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl === MgCl2＋2H2O 实验结论 NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱，则金属性：Na>Mg>Al。 （2）元素的非金属性变化规律 ①判断元素非金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强 ♦单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强 ♦最高价氧化物水化物的酸性 酸性越强，其对应元素的非金属性越强 非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素 单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强 单质与同种金属反应的难易 单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl>S ②硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较 原子 Si P S Cl 最高正价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 最低负价 －4 －3 －2 －1 单质与H2 化合的条件 高温 较高温度 需加热 点燃或光照 从Si到Cl，与H2化合越来越容易 气态氢化物 的稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强 最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强无机酸 结论 从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强→从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强 4.元素周期律 （1）概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。 （2）内容：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价都呈现周期性变化。 （3）实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 【温馨提示】 1、主族元素主要化合价的确定方法 （1）最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 （2）最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 （3）H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 2、主族元素的氢化物及其最高价含氧酸的关系 主族 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 3、11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较 元素 Na Mg Al Si P S Cl 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 (H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性强弱 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强 ▉考点02 元素周期表 1．元素周期表的编排原则 （1）诞生：1869年，俄国化学家门捷列夫绘制了第一张元素周期表。 （2）编排原则 ①横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 ②纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 （1）周期(横行)：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行，称为周期。7个横行分别称为7个周期。 ①特点：每一周期从左到右核电荷数依次递增，但元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。 ②分类：短周期和长周期。 ③现行元素周期表周期的特点 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 （2）族（纵列）：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共18列，分为16个族。 ①主族：共7个，用A表示。 a.特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝最外层电子数。 b.现行元素周期表族的特点 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ②副族：完全由长周期元素构成，共7个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ③Ⅷ族：占据元素周期表的第8、9、10共3个纵列。 ④0族：在元素周期表的第18列。 3．元素周期表的特殊位置 （1）镧系：在元素周期表的第六周期ⅢB族，共15种元素。 （2）锕系：在元素周期表的第七周期ⅢB族，共15种元素。 （3）过渡元素，又称过渡金属：指ⅢB~ⅡB族元素，包括所有副族元素和Ⅷ族元素。 4．常见族的别名 ⅠA称为碱金属(除H外)，ⅡA称为碱土金属，ⅤA称为氮族元素，ⅥA称为氧族元素，ⅦA称为卤素，0族称为稀有气体元素。 5．微粒半径的大小比较—“四同法” （1）同周期——“序大径小”：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 （2）同主族——“序大径大”：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。 （3）同元素不同微粒半径 ①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na+)<r(Na)；r(Cl−) >r(Cl)。 ②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 （4）同结构——“序大径小”：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 6．同主族元素的性质的递变规律 （1）碱金属元素 ①原子结构的相似性和递变性 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 原子结构示意图 相似性 最外层均有1个电子 递变性 从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 ②物理性质的相似性和递变性 碱金属单质 颜色和状态 密度／g·cm－3 熔点／℃ 沸点／℃ 锂（Li） 银白色、柔软 0.534 180.5 1347 钠（Na） 银白色、柔软 0.97 97.81 882.9 钾（K） 银白色、柔软 0.86 63.65 774 铷（Rb） 银白色、柔软 1.532 38.89 688 铯（Cs） 略带金属光泽、柔软 1.879 28.40 678.4 相似性 除铯外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性也都很好；碱金属的密度都比较小，熔点也都比较低。 递变性 随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大（钾除外）；熔沸点逐渐降低。 ③化学性质的相似性和递变性（钠、钾为例） 实验内容 现象 结论或解释 与氧气反应 钠在空气中燃烧 钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体 化学方程式：2Na+O2Na2O2 钾在空气中燃烧 钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色固体 化学方程式：K+O2KO2（超氧化钾） 碱金属与水反应 钠与水的反应 钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处游动嘶嘶作响，最后消失 化学方程式：2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 钾与水的反应 钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，最后消失 化学方程式：2K+2H2O==2KOH+H2↑ 相似性 ①碱金属都是活泼金属，均易失去1个电子，在化合物中均为＋1价；②单质均能与非金属单质(O2、Cl2)反应；③单质均能与水反应（用R表示单质），反应通式：2R+2H2O=2ROH+H2↑；④单质均能与酸反应，反应通式：2R+2H+=2R++H2↑；⑤碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有强碱性。 递变性 ①碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越剧烈；②LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐增强，随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐增强。 （2）卤族元素 ①原子结构的相似性和递变性 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 相似性 最外层均有7个电子。 递变性 从F到I，随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 ②单质物理性质的相似性和递变性 卤素单质 颜色和状态 密度 熔点／℃ 沸点／℃ F2 淡黄绿色气体 1.69 g / L（15℃） －219.6 －188.1 Cl2 黄绿色气体 3.215 g / L（0℃） －101 －34.6 Br2 深红棕色液体 3.119 g / cm3（20℃） －7.2 58.78 I2 紫黑色固体 4.93 g / cm3 113.5 184.4 相似性 均有色，熔、沸点较低，难熔与水（F2与水剧烈反应）。 递变性 ①随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；②状态由气→液→固；③密度逐渐增大；④熔沸点都较低，且逐渐升高。 ③单质化学性质的相似性和递变性 a.卤素单质与氢气反应 F2＋H2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢很稳定 Cl2＋H22HCl 光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定 Br2＋H22HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定 I2＋H22HI 不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下同时分解为H2和I2，是可逆反应 b.实验探究：对比卤素单质（Cl2、Br2、I2）的氧化性强弱 实验内容 将少量氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。 将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。 现象 静置后，液体均分为两层。上层液体均呈无色，下层液体分别呈橙色、紫色。 静置后，液体分为两层。上层液体呈无色，下层液体呈紫色。 方程式 ①2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2 ②2KI+Cl2==2KCl+I2 ③2KI+Br2==2KBr+I2 结论 随着核电荷数的增加，卤素单质的氧化性逐渐减弱：Cl2>Br2>I2，即随核电荷数的递增，ⅦA族元素原子的得电子能力越来越弱，元素的非金属性越来越弱。 相似性 卤族元素的原子最外层均有7个电子，得电子的能力强，容易得1个电子，其单质都具有较强的氧化性，自然界中不存在游离态的卤素单质。 递变性 ①Cl2、Br2、I2单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2＞Br2＞I2，相应阴离子的还原性由强到弱的顺序是I－＞Br－＞Cl－。 ②从F→I，单质与氢气反应越来越难，气态氢化物的稳定性依次减弱。 ③从Cl→I，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越弱。 【温馨提示】 1、由原子序数确定元素在周期表中的位置 （1）原子结构示意图法 ①推断根据：原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数；周期数＝原子电子层数；主族序数＝原子最外层电子数。 ②适用范围：主族元素，适合原子核电荷数较小的元素位置推断。 （2）0族定位法 ①0族元素原子序数与周期序数 稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn X(未知) 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ②比大小，定周期；求差值，定族数：若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数多1或2，则该元素处于相邻近0族元素下一周期的ⅠA族或ⅡA族。如元素87X，87－86＝1，则X在第7周期第ⅠA族；若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数少1～5时，则该元素处于相邻近0族元素所在周期的ⅢA～ⅦA族，如84X应在第6周期第ⅥA。 2、元素“序数差”规律 （1）同周期：相邻主族元素除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1；同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、第七周期相差25。 （2）同主族：相邻元素第二、第三周期的同族元素原子序数相差8；第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18；第四、第五周期的同族元素原子序数相差18；第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32；第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。 （3）奇偶差规律：元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。 3、微粒半径的大小比较—“三看” “一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 “二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 “三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。 所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 4、碱金属单质性质的相似性和递变性 单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物等化合物；都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气；并且随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越剧烈。4Li+O22Li2O 、2Na+O2Na2O2、2Na+2H2O==2NaOH+H2↑、2K+2H2O==2KOH+H2↑ 5、卤素的特殊性 ①氟无正价，无含氧酸；氟的化学性质特别活泼，遇水生成HF和O2，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀玻璃。氟化银易溶于水，无感光性。 ②氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。 ③溴是常温下唯一液态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴对橡胶有较强腐蚀作用。 ④碘为紫黑色固体，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。 ▉考点03 元素周期表的应用 1．推测元素及其化合物的性质 （1）比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性：Ca(OH)2>Al(OH)3。 （2）推测陌生元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。 （3）制备具有特定性质的新物质。在金属、非金属分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。钒、铂、铑、银组成的物质作催化剂，钛作制造火箭发动机壳体、人造卫星的壳体。 2.在科技生产中的应用 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： （1）在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料（如硅、锗、硒等）。 （2）在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的催化剂。 （3）在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。 （4）研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。 （5）位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 3．判断元素金属性与非金属性强弱 （1）同周期(从左到右)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素金属性减弱，非金属性增强。 （2）同主族(自上而下)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，元素金属性增强，非金属性减弱。 （3）元素周期表的金属区和非金属区： ①分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左边 是金属元素，右边是非金属元素。 ②分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属之间没有严格的界线。 （4）元素周期表中左下方是金属性最强的元素铯，右上方是非金属性最强的元素氟。 ▉考点04 元素“位—构—性”关系 1．同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外) 项目 同周期(从左至右) 同主族(自上而下) 电子层数 相同 逐一增加 最外层电子数 逐一增加(除第一周期外均为1～7) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 非金属形成气态氢化物难易程度 由难到易 由易到难 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价(－4)～(－1) 最高正价=主族序数， 最低负价=－(8－族序数) 2．元素化合价与元素在周期表中位置的关系 （1）同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。 （2）主族元素最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数。 （3）非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。 3．元素“位、构、性”三者的关系 （1）元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。 （2）解答元素推断题的一般思路 ①由元素原子或离子的核外电子排布推断 ②由元素单质或化合物的性质(特性)推断 ③由元素在周期表中的位置推断 【温馨提示】 1、短周期主族元素的某些特殊性质 (1)原子半径最小的元素是氢元素，最大的是钠元素。 (2)气体单质密度最小的元素是氢元素。 (3)元素原子的原子核中只有质子没有中子的元素是氢元素。 (4)原子序数、电子层数、最外层电子数都相等的元素是氢元素。 (5)与水反应最剧烈的金属单质是Na，非金属单质是F2。 (6)气态氢化物最稳定的元素是F。 (7)只有负价而无正价的元素是F。 (8)最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是Cl，碱性最强的元素是Na。 2、元素推断基本方法 （1）对于简单的推断题只要应用有关知识点进行直接判断、比较或计算，即可找到答案。 （2）很多情况下只涉及短周期元素或前20号元素，可在草稿纸上画出一个只包含短周期或前20号元素的周期表，对照此表进行推断。 （3）可利用题目暗示的突破口，联系其他条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论。 1．有关原子结构的说法正确的是（ ） A．1~18号元素，原子的最外层电子数重复出现由1~8的周期性变化 B．3~9号、11~17号元素随着核电荷数的递增，原子半径呈现由大到小的周期性变化 C．原子的核电荷数越多，原子半径越大 D．原子核外电子数越多，原子半径越大 【答案】B 【解析】A选项，H、He元素的最外层电子数由1~2变化，3~18号元素的最外层电子数由1~8重复变化，错误；B选项，从左到右，原子半径逐渐减小，正确；C选项，原子的核电荷数越多，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小，错误；D选项，原子半径与核电荷数和电子层数有关，核外电子数越多，表示核电荷数越多，半径越小。 2．N、O、Na、Al、S、Cl是元素周期表中的短周期主族元素，下列说法正确的是（ ） A．气态氢化物的热稳定性： H2O<H2S B．原子半径： r(N)<r(O) C．碱性强弱： NaOH<Al(OH)3 D．非金属性：S<Cl 【答案】D 【解析】A．非金属性O＞S，非金属性越强，简单氢化物稳定性越强，则气态氢化物的热稳定性：H2O>H2S，A错误；B．同周期自左向右原子半径逐渐减小，则原子半径：r(N)>r(O)，B错误；C．同周期自左向右金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性越弱，则碱性强弱：NaOH>Al(OH)3，C错误；D．同周期自左向右非金属性逐渐增强，非金属性：S<Cl，D正确；答案选D。 3.下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（ ） A．非金属性：Cl＞S B．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3 C．酸性：HNO3>H2CO3 D．金属性：K>Na>Li 【答案】B 【解析】A．周期元素从左到右，非金属性依次减弱，则非金属性：Cl＞S，能用元素周期律解释，A错误； B．碳酸氢盐易分解，碳酸盐难分解，所以热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3，不能用元素周期律解释，B正确； C．元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性：N＞C，则酸性：HNO3>H2CO3，能用元素周期律解释，C错误；D．周期元素从上到下，金属性依次增强，则金属性：K>Na>Li，能用元素周期律解释，D错误；故选B。 4.下列关于元素周期表的说法正确的是（ ） A．元素周期表是按照元素的相对原子质量大小排列而成的 B．元素周期表有7个横行，即7个周期；有18个纵列，即18个族 C．凡是位于元素周期表中同一周期的元素，都是按从左到右的顺序原子最外层电子数由1递增到8 D．凡是位于元素周期表中同一主族的元素，都是按从上到下的顺序电子层数逐渐增多 【答案】D 【解析】元素周期表是按照元素原子序数递增的顺序排列而成的，A项错误；元素周期表有7个横行，即7个周期，18个纵列，但只有16个族(其中第Ⅷ族有3个纵列)，B项错误；凡是位于元素周期表中同一周期的元素，电子层数均相同，短周期中第二、三周期的元素按从左到右的顺序原子最外层电子数由1递增到8，但第一周期和长周期元素不符合此规律，C项错误；凡是位于元素周期表中同一主族的元素，都是按从上到下的顺序电子层数逐渐增多，D项正确。 5．下列比较元素的金属性强弱的方法正确的是（ ） A．比较Na、Mg的金属性：将钠和镁条分别放入冷水中 B．比较Mg、Al的金属性：将Mg、Al分别放入NaOH溶液中 C．比较Fe、Cu的金属性：将Fe、Cu分别放入稀硝酸中 D．比较Zn、Fe的金属性：将Zn放入FeCl3溶液中 【答案】A 【解析】比较金属性强弱，通常用金属单质与水或酸反应，比较产生氢气的剧烈程度，故A选项正确，B选项，不能用金属单质与碱反应，错误；C选项，不能用稀硝酸与金属单质反应，错误；D选项，比较Zn、Fe的金属性，应用二价铁盐与锌反应，三价铁具有较强的氧化性，错误。故选A。 6．下列事实能作为判断依据的是（ ） A．根据N2在空气能稳定存在，而P4在温度特别高的夏天容易自燃，判断非金属性：N>P B．根据盐酸除去水垢时发生CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O，判断碳与氯的非金属性强弱 C．向硅酸钠溶液中通入CO2，有硅酸胶体生成，判断碳与硅的非金属性强弱 D．根据元素原子最外层电子数越多，该元素金属性越强 【答案】C 【解析】N2在空气能稳定存在，是因为N≡N的存在，而P4在温度特别高的夏天容易自燃，是因为白磷的着火点非常低，不能作为判断非金属性强弱的依据，A错误；根据反应CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O，不能判断碳与氯的非金属性强弱，而是根据酸性HClO4>H2CO3，判断氯的非金属性大于碳的非金属性，B错误；向硅酸钠溶液中通入CO2，有硅酸胶体生成，说明碳酸的酸性大于硅酸，能判断碳与硅的非金属性强弱，C正确；元素原子最外层电子数越多，失去电子能力越弱，金属性越弱，D错误。 7．下列关于元素周期表的叙述不正确的是（ ） A．共有7个周期，16个族 B．某第ⅡA族元素的原子序数为a，则a＋1的元素一定是第ⅢA族元素 C．地壳中含量最多的元素位于第二周期 D．原子最外层只有2个电子的元素可能是金属元素也可能是非金属元素 【答案】B 【解析】元素周期表有7个横行，18个纵列，且8、9、10三个纵列为ⅤⅢ族，共有7个周期，16个族，故A正确；短周期时ⅡA、ⅢA的原子序数相差1，在四、五周期相差11，六、七周期相差25，某第ⅡA族元素的原子序数为a，则a＋1的元素可能位于ⅢB族，故B错误；地壳中含量最多的元素是O，位于第二周期，故C正确；ⅡA元素、He的最外层电子数均为2，故D正确。 8．国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式元素周期表原先的主副族及族号取消，由左至右改为18列。如碱金属元素为第1列，稀有气体元素为第18列。按此规定，下列说法错误的是（ ） A．第9列元素中没有非金属元素 B．第15列元素原子最外层有5个电子 C．在整个18列元素中，第3列的元素种类最多 D．只有第2列元素原子最外层有2个电子 【答案】D 【解析】第9列属于Ⅷ族，都是金属元素，没有非金属元素，选项A正确；第15列是ⅤA族，选项B正确；第3列包括镧系和锕系元素，所以元素种类最多，选项C正确；第ⅡA族元素的原子最外层有2个电子，但He及部分过渡元素原子最外层也含有2个电子，选项D错误。 Y X Z 9．已知X、Y、Z三种元素在周期表中的相对位置如表所示，且X的原子序数为a，下列说法中不正确的是（ ） A．Y、Z的原子序数之和可能为2a B．Y的原子序数可能是a－17 C．Z的原子序数可能是a＋31 D．X、Y、Z一定都是短周期元素 【答案】D 【解析】若Y、X、Z分别为第一、二、三周期的元素，则分别为He、F、S，代入原子序数得2＋16＝2×9，A项正确；若Y为第三、第四周期元素，则B项正确；若X为第五或第六周期元素，则C项正确。 10．下列有关碱金属和卤素的说法中，错误的是（ ） A．溴单质与H2的反应比碘单质与H2的反应更剧烈 B．碱金属中，锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子得电子的能力最强 C．钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 D．随核电荷数的增加，碱金属和卤素的熔、沸点都逐渐降低 【答案】D 【解析】溴的非金属性强于碘，故溴单质与H2的反应比碘单质与H2的反应更剧烈，A项正确；碱金属中，锂的金属性最弱，故锂原子失去最外层电子的能力最弱，卤素中，氟的非金属性最强，故氟原子得电子的能力最强，B项正确；钾的金属性比钠强，故钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，C项正确；随核电荷数的增加，碱金属单质的熔、沸点逐渐降低，卤素单质的熔、沸点逐渐升高，D项不正确。 11．同周期三种元素X、Y、Z的最高价氧化物对应水化物分别是HXO4、H2YO4、H3ZO4，下列判断正确的是（ ） A．含氧酸的酸性HXO4＜H2YO4＜H3ZO4 B．阴离子还原性按X、Y、Z顺序减弱 C．气态氢化物稳定性按X、Y、Z顺序减弱 D．原子半径按X、Y、Z顺序减小 【答案】C 【解析】由题意可知X、Y、Z的最高正价分别为＋7、＋6、＋5，所以X、Y、Z的原子序数依次减小，①酸性：H3ZO4＜H2YO4＜HXO4，A不正确；阴离子的还原性：X－＜Y2－＜Z3－，B不正确；气态氢化物的稳定性：ZH3＜H2Y＜HX，C正确；原子半径：X＜Y＜Z，D不正确。 12．如图所示是元素周期表的一部分，下列说法中正确的是（ ） A．元素的简单离子半径大小：④＞⑤＞② B．气态氢化物的稳定性：⑤＞② C．最高价氧化物对应水化物的酸性：⑥＞⑤ D．元素的最高正化合价：③＝⑥ 【答案】C 【解析】元素①～⑥分别为N、O、F、Al、S、Cl。离子半径：S2－＞O2－＞Al3＋，A项错误；非金属性越强则对应气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性也越强，故稳定性：H2O＞H2S，酸性：HClO4＞H2SO4，B项错误、C项正确；F无正价，D项错误。 13．短周期主族元素X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大。R元素的原子半径是短周期主族元素中最大；甲是由X、Y、Z、Q四种元素组成的酸式盐，甲中阳离子是一种5核10电子微粒：乙为上述五种元素中某种元素的最高价氧化物对应的水化物，甲与足量乙的溶液在一定条件下反应生成丙、丁、戊三种物质，室温下只有丁是气体。下列说法错误的是（ ） A．简单离子半径：Z>Q>R B．R与Q可形成核电荷数为62的化合物 C．丙和戊的混合物可能呈酸性 D．Z与R形成的化合物中，有一种可以与水反应生成两种碱 【答案】B 【解析】短周期主族元素X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大。R元素的原子半径是短周期主族元素中最大，R是Na元素；甲是由X、Y、Z、Q四种元素组成的酸式盐，则X是H元素；甲中阳离子是一种5核10电子微粒，该微粒为NH ：乙为上述五种元素中某种元素的最高价氧化物对应的水化物，甲与足量乙的溶液在一定条件下反应生成丙、丁、戊三种物质，室温下只有丁是气体，丁是CO2，甲是NH4HCO3、乙是HNO3，所以Y是C元素、Z是N元素、Q是O元素。A．电子层数相同，质子数越多半径越小，简单离子半径：N3->O2->Na+，故A正确；B．Na与O可形成Na2O、Na2O2，核电荷数都不是62，故B错误；C．NH4HCO3、HNO3反应生成硝酸铵、二氧化碳、水，丙和戊的混合物是NH4NO3溶液，呈酸性，故C正确；D．N与Na可形成的化合物Na3N，Na3N与水反应生成氢氧化钠、NH3•H2O，故D正确；选B。 14．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，它们的原子序数之和等于38。由这些元素组成的化合物有如下转化关系(部分产物省略)。下列叙述正确的是（ ） A．X、Y、Z、W的原子半径依次增大 B．简单氢化物的还原性：Y>W C．丁与水反应生成乙 D．丙和戊不能大量共存 【答案】D 【解析】由题干信息可知，丙为一种臭鸡蛋气味的气体即为H2S，H2S在足量的O2中完全燃烧生成刺激性气味的气体戊，即戊为SO2，甲与水反应生成白色胶状沉淀乙和H2S，说明甲中含有S，乙加热分解生成白色固体，且甲在O2中加热可得白色固体丁和刺激性气味气体戊，则四种元素中有H、O、S，根据四种元素的原子序数之和等于38，可知Z为38-1-8-16=13号元素，则可知X、Y、Z、W分别为H、O、Al、S，故甲为Al2S3，乙为Al(OH)3、丁为Al2O3，据此分析解题。A．由分析可知，X、Y、Z、W分别为H、O、Al、S，X、Y、Z、W的原子半径大小顺序为：Al＞S＞O＞H即Z＞W＞ Y＞X，A错误；B．由分析可知，YW分别为O、S，非金属性O＞S，O2的氧化性强于S，故简单氢化物的还原性：H2S＞H2O即Y＜W，B错误；C．由分析可知，丁为Al2O3，故丁不能与水反应，C错误； D．由分析可知，丙为H2S、戊为SO2，二者反应：2H2S+SO2=3S↓+2H2O，故丙和戊不能大量共存，D正确；故答案为：D。 15．为纪念元素周期表诞生150周年，IUPAC等从世界范围征集优秀青年化学家提名，形成一张“青年化学家元素周期表”，向世界介绍118位优秀青年化学家，有8位中国青年化学家成为“N、S、Hg、U”等元素的代言人。 （1）汞的原子结构示意图，汞在元素周期表中位于第__________周期。 （2）氮在周期表第_________列，周期表中位置是_______________________。 （3）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是___________。 A．酸性：HCl＞H2S B．非金属性：O＞S C．碱性：NaOH＞Mg(OH)2 D．热稳定性：HCl＞H2S （4）非金属性：N＞C，用一个化学方程式证明________________________。 【答案】（1）六 （2）第15列 第二周期第ⅤA族 （3）A （4）CaCO3+2HNO3＝Ca(NO3)2+H2O+CO2↑ 【解析】（1）汞的原子结构示意图为，最外层电子数是2，有6个电子层，所以汞在元素周期表中位于第六周期。 （2）氮元素的原子序数是7，氮在周期表第15列，周期表中位置是第二周期第ⅤA族。 （3）A. 氢化物的酸性与非金属性强弱没有关系，不能用元素周期律解释，A符合；B. 同主族从上到下非金属性逐渐增强，即非金属性：O＞S，能用元素周期律解释，B不符合；C. 金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性Na＞Mg，则碱性：NaOH＞Mg(OH)2，能用元素周期律解释，C不符合；D. 非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，非金属性Cl＞S，所以热稳定性：HCl＞H2S，能用元素周期律解释，D不符合；答案选A。 （4）硝酸能制备碳酸，说明硝酸的酸性强于碳酸，所以非金属性：N＞C，反应的化学方程式为CaCO3+2HNO3＝Ca(NO3)2+H2O+CO2↑。 16．根据下图所示装置回答以下问题。已知：①KMnO4常温下与浓盐酸反应可制得Cl2。②H2SiO3不溶于水。 （1）利用如图装置可以验证元素非金属性的变化规律。图中A装置的名称是 ______________。干燥管D的作用是_______________________。 （2）实验室中现有药品Na2S、KMnO4、浓盐酸、MnO2，请选择合适药品设计实验验证氯的非金属性强于硫：烧瓶中发生反应的离子方程式为_____________________。装置C中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，离子方程式为_____________________。 （3）若要用此装置证明酸性：HNO3＞H2CO3＞H2SiO3，进而证明非金属性：N＞C＞Si，从以下所给物质中选出甲同学设计的实验所用到的物质： ①稀HNO3　②稀盐酸　③碳酸钙　④Na2SiO3溶液　⑤SiO2 试剂A与C分别为________(填序号)；试管中发生反应的离子方程式为_______________________________。 有同学认为此实验不能说明N、C、Si的非金属性强弱，你认为原因是_________________________________。 【答案】（1）分液漏斗　防倒吸　 （2）2MnO＋10Cl－＋16H＋===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O　 Cl2＋S2－===S↓＋2Cl－　 （3）①、④　CO2＋H2O＋SiO===H2SiO3↓＋CO　HNO3有挥发性，也会和硅酸钠反应生成硅酸 【解析】（2）设计实验验证非金属性：Cl＞S，利用氯气与Na2S的氧化还原反应可验证，则装置A、B、C中所装药品应分别为浓盐酸、KMnO4、Na2S溶液，烧瓶中发生反应的离子方程式为2MnO＋10Cl－＋16H＋===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O；装置C中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，装置C中发生反应的离子方程式为Cl2＋S2－===S↓＋2Cl－。 （3）探究元素非金属性强弱，由图可知应是利用最高价含氧酸的酸性强弱比较，所以A中试剂为稀硝酸，B中为碳酸钙，C中为Na2SiO3溶液；所以试剂A、C分别为①、④。试管中为Na2SiO3溶液，向其中通入CO2生成硅酸白色沉淀，发生反应的离子方程式为CO2＋H2O＋SiO===H2SiO3↓＋CO；通入试管中的CO2气体中混有挥发出的硝酸，硝酸也能与硅酸钠溶液反应生成硅酸，无法确定CO2是否与硅酸钠溶液反应，即不能说明N、C、Si的非金属性强弱。 17．下表列出了①~⑤五种元素在周期表中的位置：      族 周期 ⅠA 0 1 ① ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2 ② ③ 3 ④ ⑤ ⑥ 按要求回答下列问题： （1）元素⑥的最高正化合价是___________。 （2）元素⑤在周期表中的位置是___________。 （3）元素②和元素③的非金属性强弱关系是②___________③(选填“＞”或“＜”)；表中所列六种元素的单质，常温下为有色气体的是___________(填化学式)。 （4）①~⑥六种元素中原子半径最大的是___________(填元素符号)。②③两种元素的最简单氢化物中最稳定的是___________(填化学式) （5）元素③与元素④能形成原子个数比为1：1的化合物 Y，Y 在常温下为固态，焰色反应为黄色，常用与呼吸面具中做供氧剂。写出Y与水反应的化学方程式：___________。 【答案】（1）+7 （2）第三周期ⅢA族 （3）＜ Cl2 （4）Na H2O （5）2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 【解析】根据各元素在元素周期表中的位置可知，①~⑥号元素分别为H、C、O、Na、Al、Cl。 （1）元素⑥为Cl元素，最外层有7个电子，最高正化合价为+7价； （2）元素⑤为Al元素，位于第三周期ⅢA族； （3）同周期自左至右非金属性增强，所以非金属性②＜③；六种元素的单质，常温下为有色气体的是Cl2； （4）电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小，半径越大，所以原子半径最大的是Na；非金属性越强，最简单氢化物越稳定，所以②③两种元素的最简单氢化物中最稳定的是H2O； （5）Na与O元素形成原子个数比为1：1的化合物 为Na2O2，过氧化钠与水反应生成NaOH和氧气，方程式为2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑。 18．元素周期表体现了元素“位-构-性”的关系，下图是元素周期表的一部分，回答下列问题： （1）Ga元素的原子结构示意图如图所示，则其在元素周期表中的位置为___________。 （2）Ge元素位于中金属元素和非金属元素的分界处，其最高正价为___________，可作___________材料使用；Bi元素的最高价氧化物为___________(填化学式，下同)；I元素的最高价氧化物对应的水化物为___________。 （3）以上元素中，失电子能力最强的元素是___________，非金属性最强的元素是___________。 （4）根据元素周期律等有关知识，推断： ①阴影部分元素对应的氢化物中最稳定的是___________。 ②N3-、O2-、Al3+、S2-，四种离子半径由大到小的顺序：___________(用离子符号排序)。 ③H3AsO4、H2SeO4、H2SO4的酸性由强到弱的顺序：___________。 【答案】（1）第四周期IIIA族 （2）+4 半导体 Bi2O5 HIO4 （3）Tl HIO4 （4）HF S2- >N3->O2->Al3+ H2SO4>H2SeO4>H3AsO4 【解析】（1）Ga元素的原子结构示意图如图所示，有四个电子层且最外层电子数为3，则其在元素周期表中的位置为第四周期IIIA族。 （2）Ge元素位于中金属元素和非金属元素的分界处，在元素周期表中的位置为第四周期IVA族，其最高正价为+4价，可作半导体材料使用；Bi元素位于第VA族，最高价氧化物为Bi2O5，I元素的最高价氧化物对应的水化物为HIO4。 （3）同一周期，从左到右元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减小，元素金属性越强，失电子能力越强，以上元素中，失电子能力最强的元素是Tl，非金属性最强的元素是F。 （4）①同一主族，从上到下元素的非金属性逐渐减小，非金属性越强，元素对应的氢化物中越稳定，阴影部分元素对应的氢化物中最稳定的是HF；②电子层数多的离子半径大，电子层数相同的离子，核电荷数越大半径越小，N3-、O2-、Al3+、S2-，四种离子半径由大到小的顺序：S2- >N3->O2->Al3+；③元素非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性：S>Se>As，H3AsO4、H2SeO4、H2SO4的酸性由强到弱的顺序：H2SO4>H2SeO4>H3AsO4。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！学科网（北京）股份有限公司17 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$