专题03 元素周期律与元素性质的递变规律-【压轴题】2024-2025学年高一化学同步培优训练（鲁科版2019必修第二册）

专题03 元素周期律与元素性质的递变规律 解题知识必备压轴典例分析压轴能力测试 一、元素性质的变化规律 1．原子序数 (1)概念：元素在 中的序号。 (2)与其他量的关系 原子序数＝ ＝核电荷数＝原子的 。 2．1～18号元素性质变化的规律性 (1)最外层电子的排布规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数 1～2 3～10 11～18 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 变化 (2)原子半径的变化规律 原子序数 原子半径的变化 3～9 0.152 nm―→0.064 nm (填“大”或“小”，下同) 11～17 0.186 nm―→0.099 nm 结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 变化 (3)化合价的变化规律 原子序数 化合价的变化(常见) 1～2 ＋1(H)―→0(He) 3～10 最高正价： ( ) 最低负价： Ne：0 11～18 最高正价： 最低负价： Ar：0 结论：随着原子序数的递增，元素的化合价呈现 变化 3．元素最高价与最低价的关系 (1)一般，元素最高正化合价＝ ( )； 最低负化合价＝ ； | |＋| |＝8。 (2)常见元素化合价的特点 ①H元素：＋1、－1、0价，如H2O、NaH、H2。 ②F元素：－1、0价，如NaF、F2，氟元素无正价。 ③O元素：常见有－2、－1、0价，如CaO、Na2O2、O2，氧元素无最高正价。 ④金属元素只有 。 ⑤非金属元素既有 (F和稀有气体元素除外)。 【特别提醒】 (1)非金属元素的最高正化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数，而它的负化合价则等于使原子达到稳定结构所需得到的电子数。 (2)稀有气体的化学性质不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，其元素的化合价看作0。 二、微粒半径大小判断 影响微粒半径的因素有：电子层数、核电荷数、核外电子数。一般地，电子层数越多，微粒半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对外层电子的吸引力越大，半径越小；当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，电子之间的斥力使半径趋于增大，故当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。在比较微粒半径时，一般先看 ，再看 ，后看 。 1．一看电子层数 电子层数不同、最外层电子数相同时， ；如r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F－)<r(Cl－)＜r(Br－)<r(I－)。 2．二看核电荷数 ；如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)，r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 3．三看核外电子数 核电荷数相同时， ；如r(Na＋)<r(Na)，r(Cl－)>r(Cl)。 4．微粒半径大小的规律 (1)电子层数相同时，最外层电子数越多，原子半径 。 (2)最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径 。 (3)同种元素的微粒半径比较，核外电子数越多，微粒半径 。 ①阳离子半径小于相应 ，如r(Na＋)＜r(Na)。 ②阴离子半径大于相应原子半径，如r(Cl－)＞r(Cl)。 ③不同价态的离子，价态越高，离子半径越小，如r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (4)电子层结构相同的不同粒子，核电荷数越大，半径 ，如r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 【方法技巧】比较微粒半径时，首先要确定微粒间的相同点，即电子层数、核电荷数、核外电子排布是否相同，再利用规律进行比较，反之，也可由微粒半径大小推断元素关系。 三、元素周期律 1．元素周期律的内容 随着元素原子序数的递增，元素原子的 、 、 等均呈现周期性变化。 2．元素周期律的含义 元素的性质随着 的递增而呈周期性变化，这个规律叫作元素周期律。 3．元素周期律的实质 元素的原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。 【例1】下列说法正确的是(　　) A．随着元素原子序数的递增，P、S、Cl、Ar的最高正化合价依次升高 B．随着元素原子序数的递增，Na、Mg、Al、Si的最低负化合价依次降低 C．原子序数为15的元素最高化合价为＋3 D．随着原子序数的递增，第三周期主族元素的最高正化合价依次升高 【例2】除第一周期外，下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是(　　) A．从左到右，原子半径逐渐减小 B．从左到右，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强 C．从左到右，元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 D．从左到右，元素最高正化合价从＋1递变到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价从－4递变到－1 【例3】五种短周期元素X、Y、Z、M、W的原子序数与其常见化合价的关系如图所示，下列叙述正确的是(　　) A．元素X可能为氢或锂 B．原子半径：r(Y)＞r(M) C．Z的最高价氧化物对应的水化物不能溶解在氢氧化钾溶液中 D．H3MO4的酸性比HWO4的强 【例4】已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　) A．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋ B．原子序数：d>c>b>a C．原子半径：A>B>D>C D．单质的还原性：A>B>D>C 【例5】下表是部分短周期元素的原子半径及其主要化合价，根据表中信息，判断以下说法正确的是(　　) 元素代号 L M Q R T 原子半径/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074 主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2 A．L2＋与R2－的核外电子数相等 B．M与T形成的化合物既能与强酸反应又能与强碱反应 C．氢化物的稳定性：H2T<H2R D．单质与同浓度的稀盐酸反应的速率：Q>L 1．联合国宣布2019年为“国际化学元素周期表年”。下列哪位科学家发现了元素周期律 A．道尔顿 B．门捷列夫 C．拉瓦锡 D．吴蕴初 2．元素性质的周期性变化不包括 A．原子半径 B．主要化合价 C．原子核外电子层数 D．金属性和非金属性 3．下列物质中，酸性最强的是 A． B． C． D． 4．元素性质呈周期性变化的决定因素是 A．元素原子半径大小呈周期性变化 B．元素的相对原子质量依次递增 C．元素原子核外电子排布呈周期性变化 D．元素的主要化合价呈周期性变化 5．下列各项说法正确且能证明F比O的非金属性强的是 A．H2O的稳定性比HF强 B．共用电子对偏向：H-F<H-O C．H2O的沸点比HF的高 D．OF2中O是+2价，F是-1价 6．结合元素周期律的知识分析下列说法，其中正确的是 A．原子序数为15的元素的最高化合价为＋5 B．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8 重复出现 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价总是从＋1到＋7，最低化合价总是从-7到-1重复出现 D．B、C、N、O、F元素的最高正化合价依次增大 7．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 A．铊(Tl)位于元素周期表第6周期且与铝同族，其单质既能与盐酸反应产生氢气，又能与NaOH溶液反应产生氢气 B．砹(At)为有色固体，HAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸 C．锶与镁同主族，硫酸锶是难溶于水的白色固体 D．硒化氢()是无色，有毒，稳定性比弱的气体 8．下列事实不能用元素周期律解释的是 A．微粒半径： B．酸性： C．还原性： D．热稳定性：HF>HI 9．已知下列元素的原子半径如下图，根据以上数据，P原子的半径可能是 原子 N S O Si 半径r/(10-10m) 0.70 1.04 0.66 1.17 A．1.10×10-10 B．0.80×10-10 C．1.20×10-10 D．0.70×10-10 10．钠钾合金常温下呈液态，导热性好，可用作快中子反应堆的热交换剂。这两种元素在元素周期表中均位于IA族，下列说法正确的是 A．原子半径： B．金属性： C．碱性： D．最外层电子数： 11．下图分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(X为核电荷数，Y为元素的有关结构或性质)，下列说法正确的是    A．甲图表示O2-、F-、Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径变化规律 B．乙图表示卤族元素的电子层数 C．丙图表示碱金属单质密度的变化规律 D．丁图表示第三周期五种主族元素的最高化合价 12．下列性质的比较中不能用元素周期律解释的是 A．碱性： B．氧化性： C．热稳定性： D．非金属性： 13．已知下表中几种短周期元素的原子半径、常见的最高价和最低价，下列说法错误的是： 元素性质 元素编号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ 原子半径(nm) 0.073 0.075 0.152 0.102 0.099 0.186 0.143 最高正化合价 无 最低负化合价 无 无 无 A．简单氢化物的稳定性：①>②，⑤>④ B．⑥、⑦的单质可分别通过电解⑤⑥的熔融化合物，①⑦的熔融化合物的方法获得 C．⑤⑥⑦的最高价氧化物对应的水化物两两之间在溶液中均可发生离子反应 D．阴离子的还原性：④<⑤，简单离子半径：②>①>⑦>⑥ 14．下列说法正确的有 ①同主族元素从上至下，单质的氧化性逐渐减弱 熔点逐渐降低 ②碱金属单质物理通性是硬度小，密度小，熔点低 ③碱性： LiOH≥NaOH>KOH>RbOH ④酸性： ⑤卤族元素由上至下，阴离子的还原性增强，单质的颜色加深 ⑥碱金属元素的原子半径和离子半径都随核电荷数的增大而增大 ⑦可以利用非金属单质与H₂反应的难易程度来证明其元素非金属性的强弱 A．4个 B．5个 C．6个 D．7个 15．下列各组物质的性质比较中，不正确的是 A．稳定性：HF>HCl>HBr>HI B．沸点：F2<Cl2<Br2<I2 C．与H2反应由易到难：F2>Cl2>Br2>I2 D．酸性：HIO4>HBrO4>HClO4 16．元素周期表中同主族元素的性质有相似性和递变性，随原子核电荷数的递增，下列说法错误的是(不考虑第七周期元素) A．碱金属元素的单质的熔点逐渐降低，卤族元素单质的熔点逐渐升高 B．碱金属元素的金属性逐渐增强，对应离子的氧化性也逐渐增强 C．卤族元素的单质与氢气反应越来越难，生成的氢化物越来越不稳定 D．碱金属元素的单质与水反应的程度越来越剧烈 17．下列说法正确的是 A．H2Se比H2O稳定 B．O2-半径比F-小 C．Na和Cs位于同一主族，Cs失电子能力比Na弱 D．根据Ba(OH)2易溶、Ca(OH)2微溶、Mg(OH)2难溶，推知Be(OH)2难溶 18．部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是 A．f单质能溶于e的最高价氧化物对应水化物 B．简单氢化物的稳定性：y>z C．g、h的氧化物对应的水化物的酸性：h>g D．简单离子半径的大小顺序：d<e<f 19．根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是 选项 事实 推测 A 能溶于水，微溶于水 、难溶于水 B 碱性强于 碱性强于 C 可以和NaBr溶液反应生成 可以和NaCl溶液反应生成 D 与在光照或点燃条件下能反应，S与在加热条件下能反应，磷蒸气与能反应 需由Si和在高温条件下反应产生 A．A B．B C．C D．D 20．已知非金属单质硫(S)是淡黄色固体粉末，难溶于水。为了验证氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强，某化学实验小组设计了如下实验。 请回答下列问题： (1)仪器X的名称为 。 (2)写出装置A中发生反应的化学方程式： 。 (3)饱和食盐水的作用是 。 (4)装置B中出现的现象是 ，发生反应的离子方程式是 。 (5)装置C中盛放的是烧碱溶液，目的是 。 (6)请阅读下列信息，其中能够说明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强的是 (填序号)。 ①HCl比H2S稳定 ②HClO的氧化性比H2SO4的强 ③沸点：硫黄＞氯气 ④氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题03 元素周期律与元素性质的递变规律 解题知识必备压轴典例分析压轴能力测试 一、元素性质的变化规律 1．原子序数 (1)概念：元素在元素周期表中的序号。 (2)与其他量的关系 原子序数＝质子数＝核电荷数＝原子的核外电子数。 2．1～18号元素性质变化的规律性 (1)最外层电子的排布规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数 1～2 1 1―→2 2 3～10 2 1―→8 8 11～18 3 1―→8 8 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化 (2)原子半径的变化规律 原子序数 原子半径的变化 3～9 0.152 nm―→0.064 nm 大―→小(填“大”或“小”，下同) 11～17 0.186 nm―→0.099 nm 大―→小 结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化 (3)化合价的变化规律 原子序数 化合价的变化(常见) 1～2 ＋1(H)―→0(He) 3～10 最高正价：＋1―→＋5 (O无最高正价、F无正价) 最低负价：－4―→－1 Ne：0 11～18 最高正价：＋1―→＋7 最低负价：－4―→－1 Ar：0 结论：随着原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性变化 3．元素最高价与最低价的关系 (1)一般，元素最高正化合价＝最外层电子数(O、F除外)； 最低负化合价＝最外层电子数－8； |最高正化合价|＋|最低负化合价|＝8。 (2)常见元素化合价的特点 ①H元素：＋1、－1、0价，如H2O、NaH、H2。 ②F元素：－1、0价，如NaF、F2，氟元素无正价。 ③O元素：常见有－2、－1、0价，如CaO、Na2O2、O2，氧元素无最高正价。 ④金属元素只有正价。 ⑤非金属元素既有正价又有负价(F和稀有气体元素除外)。 【特别提醒】 (1)非金属元素的最高正化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数，而它的负化合价则等于使原子达到稳定结构所需得到的电子数。 (2)稀有气体的化学性质不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，其元素的化合价看作0。 二、微粒半径大小判断 影响微粒半径的因素有：电子层数、核电荷数、核外电子数。一般地，电子层数越多，微粒半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对外层电子的吸引力越大，半径越小；当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，电子之间的斥力使半径趋于增大，故当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。在比较微粒半径时，一般先看电子层数，再看核电荷数，后看核外电子数。 1．一看电子层数 电子层数不同、最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大；如r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F－)<r(Cl－)＜r(Br－)<r(I－)。 2．二看核电荷数 电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)，r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 3．三看核外电子数 核电荷数相同时，电子数越多，半径越大；如r(Na＋)<r(Na)，r(Cl－)>r(Cl)。 4．微粒半径大小的规律 (1)电子层数相同时，最外层电子数越多，原子半径越小。 (2)最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。 (3)同种元素的微粒半径比较，核外电子数越多，微粒半径越大。 ①阳离子半径小于相应原子半径，如r(Na＋)＜r(Na)。 ②阴离子半径大于相应原子半径，如r(Cl－)＞r(Cl)。 ③不同价态的离子，价态越高，离子半径越小，如r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (4)电子层结构相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小，如r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 【方法技巧】比较微粒半径时，首先要确定微粒间的相同点，即电子层数、核电荷数、核外电子排布是否相同，再利用规律进行比较，反之，也可由微粒半径大小推断元素关系。 三、元素周期律 1．元素周期律的内容 随着元素原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、元素的化合价等均呈现周期性变化。 2．元素周期律的含义 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫作元素周期律。 3．元素周期律的实质 元素的原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。 【例1】下列说法正确的是(　　) A．随着元素原子序数的递增，P、S、Cl、Ar的最高正化合价依次升高 B．随着元素原子序数的递增，Na、Mg、Al、Si的最低负化合价依次降低 C．原子序数为15的元素最高化合价为＋3 D．随着原子序数的递增，第三周期主族元素的最高正化合价依次升高 【答案】D 【解析】A项，P、S、Cl的最高正化合价依次升高，但是Ar为稀有气体，主要化合价为0，没有正化合价，错误；C项，P的最高化合价为＋5，错误；D项，第三周期主族元素从Na到Cl的最高正化合价从＋1到＋7，依次升高，正确。 【例2】除第一周期外，下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是(　　) A．从左到右，原子半径逐渐减小 B．从左到右，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强 C．从左到右，元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 D．从左到右，元素最高正化合价从＋1递变到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价从－4递变到－1 【答案】B 【解析】同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，A项正确；同周期主族元素从左到右，单质的氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱，B项错误；同周期主族元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，故元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，C项正确；同周期主族元素从左到右，元素的最高正化合价呈现从＋1到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价呈现从－4到－1的周期性变化，D项正确。 【例3】五种短周期元素X、Y、Z、M、W的原子序数与其常见化合价的关系如图所示，下列叙述正确的是(　　) A．元素X可能为氢或锂 B．原子半径：r(Y)＞r(M) C．Z的最高价氧化物对应的水化物不能溶解在氢氧化钾溶液中 D．H3MO4的酸性比HWO4的强 【答案】A 【解析】X的常见化合价为＋1，其原子序数小于其他四种元素，则元素X可能为H或Li；Z的常见化合价为＋3，M的常见化合价为－3，原子序数：M＞Z，则M为P；W的常见化合价为－1，其原子序数最大，则W为Cl。元素X可能为H或Li，A项正确；N和P为同主族元素，电子层数越多，原子半径越大，则原子半径：r(N)＜r(P)，B项错误；Al(OH)3为两性氢氧化物，能溶解在KOH溶液中，C项错误；非金属性：P＜Cl，故它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性：H3PO4＜HClO4，D项错误。 【例4】已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　) A．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋ B．原子序数：d>c>b>a C．原子半径：A>B>D>C D．单质的还原性：A>B>D>C 【答案】A 【解析】四种离子具有相同的电子层结构，其核外电子总数相等，则有a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，从而可得，原子序数：a>b>d>c，B错误；电子层结构相同时，核电荷数越小，离子半径越大，故离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋，A正确；根据四种离子所带电荷可知，A、B分别处于下一周期的第ⅡA、ⅠA族，C、D分别处于上一周期的第ⅤA、ⅦA族，则原子半径：B>A>C>D，C错误；金属性：B>A>C>D，则单质的还原性：B>A>C>D，D错误。 【例5】下表是部分短周期元素的原子半径及其主要化合价，根据表中信息，判断以下说法正确的是(　　) 元素代号 L M Q R T 原子半径/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074 主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2 A．L2＋与R2－的核外电子数相等 B．M与T形成的化合物既能与强酸反应又能与强碱反应 C．氢化物的稳定性：H2T<H2R D．单质与同浓度的稀盐酸反应的速率：Q>L 【答案】B 【解析】根据表格数据可知 L是Mg，M是Al，Q是Be，R是S，T是O。Mg2＋与S2－的核外电子数分别是10和18，不相等，A错误；氧化铝是两性氧化物，既能与强酸反应又能与强碱反应，B正确；元素的非金属性：O>S，元素的非金属性越强，其气态氢化物的稳定性就越强，所以氢化物的稳定性：H2O>H2S，C错误；由于Mg的金属性强于Be，所以单质与浓度相等的稀盐酸反应的速率：Be<Mg，D错误。 1．联合国宣布2019年为“国际化学元素周期表年”。下列哪位科学家发现了元素周期律 A．道尔顿 B．门捷列夫 C．拉瓦锡 D．吴蕴初 【答案】B 【详解】A. 道尔顿在化学上的主要贡献是提出了原子学说，故A不符合题意； B. 门捷列夫在化学上的主要贡献是发现了元素周期律，并编制出元素周期表，故B符合题意； C. 拉瓦锡首先通过实验得出空气主要是由氮气和氧气组成的结论，故C不符合题意； D. 吴蕴初是中国氯碱工业的创始人，故D不符合题意； 答案选B。 2．元素性质的周期性变化不包括 A．原子半径 B．主要化合价 C．原子核外电子层数 D．金属性和非金属性 【答案】C 【详解】随原子序数的递增，元素的原子半径、主要化合价、金属性和非金属性都呈现出周期性变化规律，称为元素周期律；元素性质的周期性变化不包括原子核外电子层数的变化，故选C。 3．下列物质中，酸性最强的是 A． B． C． D． 【答案】D 【详解】同周期主族元素自左而右非金属性增强，则非金属性：，酸性：，同主族自上而下元素非金属性减弱，则非金属性：，酸性：，但为弱酸、为中强酸，所以酸性：， 故选：D。 4．元素性质呈周期性变化的决定因素是 A．元素原子半径大小呈周期性变化 B．元素的相对原子质量依次递增 C．元素原子核外电子排布呈周期性变化 D．元素的主要化合价呈周期性变化 【答案】C 【详解】元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果，故选C。 5．下列各项说法正确且能证明F比O的非金属性强的是 A．H2O的稳定性比HF强 B．共用电子对偏向：H-F<H-O C．H2O的沸点比HF的高 D．OF2中O是+2价，F是-1价 【答案】D 【详解】A．非金属性越强简单氢化物越稳定，非金属性F＞O，则H2O的稳定性应比HF弱，A不符合题意； B．F的非金属性大于O，则F吸引电子能力更强，所以共用电子对偏向：H-F＞H-O，B不符合题意； C．虽然H2O的沸点比HF的高，但熔沸点与非金属性强弱无关，C不符合题意； D．OF2中O是+2价，F是-1价，说明F吸引电子能力强于O，即F比O的非金属性强，D符合题意； 故答案为D。 6．结合元素周期律的知识分析下列说法，其中正确的是 A．原子序数为15的元素的最高化合价为＋5 B．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8 重复出现 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价总是从＋1到＋7，最低化合价总是从-7到-1重复出现 D．B、C、N、O、F元素的最高正化合价依次增大 【答案】A 【详解】A．原子序数为15的元素是P元素，最外层电子数是5，所以其最高化合价是＋5，A正确； B．1、2号元素的最外层电子数是从1到2的变化，B错误； C．3～9号元素的化合价无＋6和＋7，金属元素无负价，C错误； D．O无最高正价、F无正价，D错误； 答案选A。 7．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 A．铊(Tl)位于元素周期表第6周期且与铝同族，其单质既能与盐酸反应产生氢气，又能与NaOH溶液反应产生氢气 B．砹(At)为有色固体，HAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸 C．锶与镁同主族，硫酸锶是难溶于水的白色固体 D．硒化氢()是无色，有毒，稳定性比弱的气体 【答案】A 【详解】A．铊（Tl）与铝同主族，同主族元素从上到下金属性逐渐增强，由此可推知铊（Tl）只能和盐酸反应放出氢气，不能与NaOH溶液反应产生氢气，A错误； B．根据卤族元素以及卤化银的性质可推知，砹（At）为有色固体，HAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸，B正确； C．锶与镁同主族，即与钡同主族，硫酸钙微溶于水，硫酸钡难溶于水，由此可推知同主族Sr对应的硫酸锶（）是难溶于水的白色固体，C正确； D．同主族元素从上到下其简单氢化物的稳定性逐渐减弱，则稳定性：。同主族元素组成的物质的性质具有相似性及递变性，是无色有毒的气体，则可推知也是无色有毒的气体，D正确； 故选A。 8．下列事实不能用元素周期律解释的是 A．微粒半径： B．酸性： C．还原性： D．热稳定性：HF>HI 【答案】B 【详解】A．Na和Mg同处第三周期，和的电子层结构相同。根据元素周期律，同周期中核电荷数越大，离子半径越小。的核电荷数小于，因此的半径大于，可用元素周期律解释，A不符合题意； B．元素非金属性越强，最高价氧化物对应水化物酸性越强，HCl不是最高价氧化物对应的水化物形成的酸，因此不可以用元素周期律解释，B符合题意； C．非金属性越强，则其形成的阴离子还原性越弱，非金属性S<Cl，则还原性，可用元素周期律解释，C不符合题意； D．元素非金属性越强，其形成的简单氢化物热稳定性越强，非金属性F>I，所以氰氢化物稳定性HF>HI，可用元素周期律解释，D不符合题意； 故选B。 9．已知下列元素的原子半径如下图，根据以上数据，P原子的半径可能是 原子 N S O Si 半径r/(10-10m) 0.70 1.04 0.66 1.17 A．1.10×10-10 B．0.80×10-10 C．1.20×10-10 D．0.70×10-10 【答案】A 【详解】在元素周期表中，P与Si、S同周期，与N同主族，同周期元素从左到右，原子半径依次减小，同主族元素从上到下，原子半径依次增大，则原子半径P＞N，Si＞P＞S，所以P原子半径应介于1.04×10-10~1.17×10-10之间，故选A。 10．钠钾合金常温下呈液态，导热性好，可用作快中子反应堆的热交换剂。这两种元素在元素周期表中均位于IA族，下列说法正确的是 A．原子半径： B．金属性： C．碱性： D．最外层电子数： 【答案】C 【详解】A．同族元素从上到下原子半径增大，故K的原子半径大于Na，A错误； B．同族元素金属性从上到下增强，K的金属性强于Na，B错误； C．金属性越强，最高价氧化物对应水化物碱性越强，KOH的碱性强于NaOH，C正确； D．IA族元素最外层均为1个电子，故K与Na的最外层电子数相等，D错误； 故选C。 11．下图分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(X为核电荷数，Y为元素的有关结构或性质)，下列说法正确的是    A．甲图表示O2-、F-、Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径变化规律 B．乙图表示卤族元素的电子层数 C．丙图表示碱金属单质密度的变化规律 D．丁图表示第三周期五种主族元素的最高化合价 【答案】C 【详解】A．O2-、F-、Na＋、Mg2+、Al3+是电子层结构相同的离子，核外电子排布都是2、8，对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径就越小，A错误； B．卤族元素的电子层逐渐增大，B错误； C．碱金属单质的密度呈增大趋势，只有钾的密度比相邻Na元素的小，C正确； D．同一周期主族元素的最外层电子数由左向右逐渐增多，元素的最高化合价与元素原子的最外层电子数相同，也是从左向右逐渐升高，D错误； 答案选C。 12．下列性质的比较中不能用元素周期律解释的是 A．碱性： B．氧化性： C．热稳定性： D．非金属性： 【答案】B 【详解】A．同主族从上到下元素金属性递增，金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则碱性：，能用元素周期律解释，A不符合； B．氧化剂得到电子化合价降低表现出氧化性，氧化性：，可通过氧化还原反应中的强弱规律等途径体现出来，不能用元素周期律解释，B符合； C．同主族从上到下元素非金属性递减，非金属性越强，简单氢化物越稳定，则热稳定性：，能用元素周期律解释，C不符合； D．同周期从左到右元素非金属性递增，则非金属性：，能用元素周期律解释，D不符合； 故选B。 13．已知下表中几种短周期元素的原子半径、常见的最高价和最低价，下列说法错误的是： 元素性质 元素编号 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ 原子半径(nm) 0.073 0.075 0.152 0.102 0.099 0.186 0.143 最高正化合价 无 最低负化合价 无 无 无 A．简单氢化物的稳定性：①>②，⑤>④ B．⑥、⑦的单质可分别通过电解⑤⑥的熔融化合物，①⑦的熔融化合物的方法获得 C．⑤⑥⑦的最高价氧化物对应的水化物两两之间在溶液中均可发生离子反应 D．阴离子的还原性：④<⑤，简单离子半径：②>①>⑦>⑥ 【答案】D 【分析】短周期元素，①只有-2价，没有正化合价，①为O元素；②有+5，-3价，处于第ⅤA族，原子半径②略大于①，②为N元素，④有+6，-2价，为S元素；③⑥都只有最高正化合价+1，二者处于第ⅠA族，原子半径③＜⑥，③为Li元素、⑥为Na元素；⑤有+7、-1价，⑤为Cl元素；⑦只有+3价，处于第ⅢA族，原子半径小于Li，大于氯原子半径，⑦为Al元素，据此分析解题。 【详解】A．①为O元素，②为N元素，④为S元素，⑤为Cl元素，同周期自左而右非金属性增强，非金属性O＞N，S＜Cl，非金属性越强，简单氢化物越稳定，简单氢化物的稳定性：①＞②，⑤＞④，A正确； B．钠、铝均是活泼金属，其单质可分别通过电解⑤⑥的熔融化合物，①⑦的熔融化合物的方法获得，即分别电解熔融的氯化钠、氧化铝可得到钠、铝，B正确； C．⑤⑥⑦的最高价氧化物对应的水化物分别为高氯酸、氢氧化钠和氢氧化铝，氢氧化铝是两性氢氧化物，能与强酸高氯酸、强碱氢氧化钠反应，高氯酸和氢氧化钠能发生中和反应，则⑤⑥⑦的最高价氧化物对应的水化物两两之间在溶液中均可发生离子反应，C正确； D．同周期自左而右非金属性增强，④为S元素，⑤为Cl元素，非金属性S＜Cl，非金属性越强，阴离子还原性越弱，故阴离子的还原性④＞⑤，①②⑥⑦的离子依次为、、、，具有相同的电子层结构，核电荷数越大离子半径越小，则简单离子半径：②＞①＞⑥＞⑦，D错误； 选D。 14．下列说法正确的有 ①同主族元素从上至下，单质的氧化性逐渐减弱 熔点逐渐降低 ②碱金属单质物理通性是硬度小，密度小，熔点低 ③碱性： LiOH≥NaOH>KOH>RbOH ④酸性： ⑤卤族元素由上至下，阴离子的还原性增强，单质的颜色加深 ⑥碱金属元素的原子半径和离子半径都随核电荷数的增大而增大 ⑦可以利用非金属单质与H₂反应的难易程度来证明其元素非金属性的强弱 A．4个 B．5个 C．6个 D．7个 【答案】A 【详解】①如果是卤素单质，从上到下，氧化性逐渐减弱，熔点逐渐升高，故①错误； ②碱金属的硬度都比较小，密度都比较小，熔点比较低，故②正确； ③金属性：Li＜Na＜K＜Rb，碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH，故③错误； ④Cl元素的非金属性强于S，故酸性：HClO4>H2SO4，故④错误； ⑤卤族元素中，非金属性越弱，其简单阴离子的还原性越强，非金属性F＞Cl＞Br＞I，所以卤族元素由上至下，阴离子的还原性增强；卤素单质从上到下，单质的颜色分别为浅黄绿色、黄绿色、红棕色、紫色，颜色加深，故⑤正确； ⑥同主族最外层电子数相同，随核电荷数增大而增大，碱金属的原子半径和离子半径都随核电荷数的增大而增大，故⑥正确； ⑦非金属性越强，与氢气化合越容易，则单质与H2反应的难易程度，能体现非金属性强弱，故⑦正确； 正确的有②⑤⑥⑦； 答案选A。 15．下列各组物质的性质比较中，不正确的是 A．稳定性：HF>HCl>HBr>HI B．沸点：F2<Cl2<Br2<I2 C．与H2反应由易到难：F2>Cl2>Br2>I2 D．酸性：HIO4>HBrO4>HClO4 【答案】D 【详解】A．元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性越强，非金属性F＞Cl＞Br＞I，所以稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI，故A正确； B．分子结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高，所以F2<Cl2<Br2<I2，故B正确； C．元素的非金属性越强，与H2反应越容易，非金属性F＞Cl＞Br＞I，所以与H2反应由易到难：F2>Cl2>Br2>I2，故C正确； D．元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性Cl＞Br＞I，所以酸性HClO4＞HBrO4＞HIO4，故D错误； 答案选D。 16．元素周期表中同主族元素的性质有相似性和递变性，随原子核电荷数的递增，下列说法错误的是(不考虑第七周期元素) A．碱金属元素的单质的熔点逐渐降低，卤族元素单质的熔点逐渐升高 B．碱金属元素的金属性逐渐增强，对应离子的氧化性也逐渐增强 C．卤族元素的单质与氢气反应越来越难，生成的氢化物越来越不稳定 D．碱金属元素的单质与水反应的程度越来越剧烈 【答案】B 【详解】A．随着原子核电荷数的递增，碱金属单质的熔点逐渐降低，卤族元素单质的熔点逐渐升高，故A正确； B．随着原子核电荷数的递增，碱金属元素的原子失电子的能力逐渐增强，则碱金属元素的金属性逐渐增强，但对应阳离子的氧化性逐渐减弱，故B错误； C．随着原子核电荷数的递增，卤族元素的单质与氢气化合越来越难、形成氢化物的稳定性越来越弱，故C正确； D．随着原子核电荷数的递增，碱金属元素的金属性越来越强，其单质与水反应的程度越来越剧烈，故D正确； 答案选B。 17．下列说法正确的是 A．H2Se比H2O稳定 B．O2-半径比F-小 C．Na和Cs位于同一主族，Cs失电子能力比Na弱 D．根据Ba(OH)2易溶、Ca(OH)2微溶、Mg(OH)2难溶，推知Be(OH)2难溶 【答案】D 【详解】A．O与Se属于同主族元素，其氢化物的热稳定性逐渐减弱，即H2O比H2Se稳定，A错误； B．O2-与F-的电子层结构相同，因为电子层结构相同，核电荷数越小，离子半径越大，所以O2-的半径大于F-的半径，B错误； C．C中Na与Cs同主族，随着核电荷数的增大，原子失电子能力逐渐增强，即失电子能力：Cs>Na，D错误； D．D中根据同主族元素性质的递变规律可推知Be(OH)2难溶，C正确； 答案选D。 18．部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是 A．f单质能溶于e的最高价氧化物对应水化物 B．简单氢化物的稳定性：y>z C．g、h的氧化物对应的水化物的酸性：h>g D．简单离子半径的大小顺序：d<e<f 【答案】A 【分析】由短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系可知，x为+1价，原子半径最小，则x为H；由原子半径可知，y、z、d位于第二周期，y为+4价，z为+5价，d是-2价，则y为C，z为N，d为O；由原子半径可知e、f、g、h均位于第三周期，结合元素的化合价可知，e为Na，f为Al，g为S，h为Cl，以此解答。 【详解】A．Na的最高价氧化物对应水化物为NaOH，Al能溶于NaOH溶液生成Na[Al(OH)4]和H2，A正确； B．同一周期主族元素，从左向右非金属性逐渐增强，简单氢化物稳定性也逐渐增强，非金属性：N>C，则稳定性：NH3>CH4，B错误； C．g、h的氧化物对应的水化物含氧酸有多种，不是最高价含氧酸，无法比较酸性强弱，C错误； D．O2-、Na+和Al3+具有相同的电子层结构，则核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径是O2-＞Na+＞Al3+，D错误； 故选A。 19．根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是 选项 事实 推测 A 能溶于水，微溶于水 、难溶于水 B 碱性强于 碱性强于 C 可以和NaBr溶液反应生成 可以和NaCl溶液反应生成 D 与在光照或点燃条件下能反应，S与在加热条件下能反应，磷蒸气与能反应 需由Si和在高温条件下反应产生 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A．根据元素周期律，碱土金属的硫酸盐的溶解度随着原子序数的增加而减小。MgSO4能溶于水，CaSO4微溶于水，推测SrSO4、BaSO4难溶于水是合理的，A不符合题意； B．碱土金属的氢氧化物碱性随着原子序数的增加而增强。Ca(OH)2碱性强于Mg(OH)2，推测Sr(OH)2碱性强于Ca(OH)2是合理的，B不符合题意； C．卤素的单质可以置换出比它不活泼的卤素单质。Cl2可以和NaBr溶液反应生成Br2，推测F2可以和NaCl溶液反应生成Cl2是不合理的，因为F2和水先反应生成HF和O2，C符合题意； D．Cl2与H2在光照或点燃条件下能反应，S与H2在加热条件下能反应，磷蒸气与H2能反应，推测SiH4需由Si和H2在高温条件下反应产生是合理的，因为同周期从右向左，非金属性减弱，与氢气化合越来越难，D不符合题意； 故选C。 20．已知非金属单质硫(S)是淡黄色固体粉末，难溶于水。为了验证氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强，某化学实验小组设计了如下实验。 请回答下列问题： (1)仪器X的名称为 。 (2)写出装置A中发生反应的化学方程式： 。 (3)饱和食盐水的作用是 。 (4)装置B中出现的现象是 ，发生反应的离子方程式是 。 (5)装置C中盛放的是烧碱溶液，目的是 。 (6)请阅读下列信息，其中能够说明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强的是 (填序号)。 ①HCl比H2S稳定 ②HClO的氧化性比H2SO4的强 ③沸点：硫黄＞氯气 ④氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子 【答案】(1)分液漏斗 (2)MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O (3)除去Cl2中的HCl气体 (4) 产生黄色浑浊 (5)吸收未反应的Cl2，防止污染空气 (6)① 【分析】浓盐酸具有挥发性，装置A中，MnO2与浓HCl在加热条件下反应，生成的Cl2中混有HCl气体和水蒸气；装置B中，饱和食盐水吸收Cl2中的HCl；装置C中，Cl2与Na2S发生置换反应，生成NaCl和淡黄色的硫；装置C中，溶液能吸收Cl2，防止污染大气。 【详解】（1）仪器X带有活塞，名称为：分液漏斗。 （2）装置A中，MnO2与浓HCl在加热条件下反应，生成Cl2等，依据得失电子守恒和电荷守恒，可得出发生反应的化学方程式：MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O。 （3）由分析可知，饱和食盐水可用于除去氯气中混有的氯化氢杂质，则其作用是：除去Cl2中的HCl气体。 （4）装置B中，Cl2与Na2S发生置换反应，生成NaCl和淡黄色的硫，出现的现象是：产生黄色浑浊，发生反应的离子方程式是。 （5）Cl2是大气污染物，需进行尾气处理，装置C中盛放的是烧碱溶液，目的是：吸收未反应的Cl2，防止污染空气。 （6）①元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定，HCl比H2S稳定，则表明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强，①符合题意； ②HClO的氧化性比H2SO4的强，与元素的非金属性无关，②不正确； ③沸点属于物理性质，而非金属性属于化学性质，则由沸点：硫黄＞氯气，不能说明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强，③不正确； ④氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子，原子的最外层电子数与非金属性强弱无关，④不正确； 故选①。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $$