4.1 元素周期表和元素周期律 第2课时（同步讲义）化学沪科版2020必修第一册

第四章 原子结构和化学键 第一节 元素周期表和元素周期律 第2课时 元素周期律 元素周期表的应用 教学目标 1.知道同周期 / 主族元素性质递变规律，把握 “位 - 构 - 性” 关系，学会用周期表推测元素性质、寻找新材料。 2.通过数据分析提归纳能力，结合新高考情境提升规律应用与问题解决力。 3.领悟化学规律的科学性，强学科应用意识，培 “证据推理与模型认知” 素养。 重点和难点 重点：元素周期律核心内涵、“位 - 构 - 性” 三者关联、周期表在性质推断与材料寻找中的应用。 难点：同周期或主族元素性质递变规律的理解、新高考复杂情境中 “位 - 构 - 性” 关系的综合应用。 ◆知识点一 元素的原子结构的周期性变化 1.原子序数 ①概念：按照 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＝ 。 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 ( ) 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 出现从 递增到 的变化，说明元素原子的最外层电子数出现 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 (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 变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次 。如图： 特别提醒 影响原子、离子半径大小的因素 ①电子层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，原子半径越小。 ②核电荷数相同时，核外电子数越大，原子核对核外电子的吸引力越小，原子半径越大，反之越小。如r(O)≤r(O2-)。 ③核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小。如r(O2-)>r(Na+)。 ④最外层电子数相同时，电子层教越多，最外层电子离核越远，原子半径越大。如r(Na)<r(K)。 即学即练 1．下列元素中，原子半径最小的是 A．H B．Na C．Al D．Cl 2．下列元素的原子半径最大的是 A．钾(K) B．钠() C．锂() D．氢(H) 3．下列元素中，原子半径最大的是 A． B． C．P D． ◆知识点二 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 逐渐升高(＋1→＋7，O和F 最高正价)； ②元素的最低负价由 族的－4价逐渐升高至ⅦA族的 价； ③最高正价＋|最低负价|＝ 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 变化，其中O、F 元素 最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的 变化。如图： 本质原因：随着核电荷数的递增，原子的 呈周期性变化。 特别提醒 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)。 ③H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。 即学即练 4．下列关于元素周期律的叙述正确的是 A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子总是从1到8重复出现 B．随着元素原子序数的递增，同周期从左到右原子半径从小到大（稀有气体除外）发生周期性变化 C．随着元素原子序数的递增，元素最高正价从＋1到＋7、负价从－7到－1重复出现 D．元素原子核外电子排布的周期性变化是导致原子半径、元素主要化合价和元素性质周期性变化的主要原因 5．元素周期律的实质是 A．原子半径的周期性变化 B．元素主要化合价的周期性变化 C．原子序数的递增 D．核外电子排布的周期性变化 ◆知识点三 同周期元素性质的递变规律 （1）元素的金属性变化规律 ①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： 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↑ ②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 碱，Mg(OH)2是 碱，Al(OH)3是 ，三者的碱性依次 ，则金属性： 。 （2）元素的非金属性变化规律 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 最低负价 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 →从Si到Cl，元素得电子能力 ，非金属性 特别提醒 1.NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物。 2.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。 即学即练 6．在元素周期表中，同一周期的主族元素从左到右非金属性逐渐增强。下列元素中非金属性最强的是 A．Si B．P C．S D．Cl 7．下列有关物质性质的比较正确的是 A．碱性： B．离子半径： C．还原性： D．热稳定性： 8．下列关于物质性质的比较，不正确的是 A．酸性强弱：HIO4＞HBrO4＞HClO4 B．还原性：Na＞Mg＞Al C．氢化物的稳定性：H2O＞H2S＞H2Se D．氧化性：F2＞Cl2＞Br2 ◆知识点四 同主族元素性质的递变规律 （1）碱金属元素 ①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 色；都比较柔软； 延展性；导电性和导热性都 ；碱金属的密度都比较 ，熔点也都比较 。 递变性 随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次 （钾除外）；熔沸点逐渐 。 ②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+O2 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== 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== 相似性 ①碱金属都是活泼金属，均易 1个电子，在化合物中均为 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： ；④单质均能与酸反应，反应通式： ；⑤碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有 性。 递变性 ①碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越 ；②LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐 ，随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐 。 （2）卤族元素 ①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 ， 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 ；②状态由气→液→固；③密度逐渐 ；④熔沸点都较低，且逐渐 。 ③单质化学性质的相似性和递变性（与H2化合） F2＋H2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生 ，生成的氟化氢 Cl2＋H22HCl 光照或点燃发生反应，生成氯化氢 Br2＋H22HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢 I2＋H22HI 不断加热才能缓慢反应；碘化氢 ，在同一条件下同时分解为H2和I2，是 反应 特别提醒 1．碱金属单质性质的相似性和递变性 ①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； ②都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气； ③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↑ 2.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。 即学即练 9．下列说法不正确的是 A．用K、L、M、N等符号来表示从内到外的电子层 B．L电子层为次外层时，最多可容纳的电子数为8 C．主族元素原子的最外层电子数等于该元素所在的族序数 D．第IA族元素叫做碱金属元素，第VIIA族元素叫做卤族元素 10．下列关于碱金属元素和卤族元素的说法错误的是 A．碱金属单质均能在空气中燃烧生成过氧化物 B．碱金属元素原子半径越大，失电子能力越强 C．卤素单质的颜色随着核电荷数的增加而加深 D．卤素单质与氢气化合越容易，说明该卤素单质的非金属性越强 11．下列关于卤族元素性质的变化规律，描述不正确的是 A．颜色深浅：I2＞Br2＞Cl2＞F2 B．氧化性：I2＜Br2＜Cl2＜F2 C．稳定性：HI＜HBr＜HCl＜HF D．酸性：HI＜HBr＜HCl＜HF ◆知识点五 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 变化的规律。 2.内容：随着元素核电荷数的递增，元素的 (稀有气体除外)、元素的 、元素的 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 的必然结果。 周期表中位置 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 依次增加 增大 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 性 质 主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外) 最低负化合价＝ －(8－主族序数) 相同，最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 和非金属性 金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱 最高价氧化 物对应水化物 的酸、碱性 最高价氧化物对应水化物的 碱（酸）碱性减弱（酸性增强） 最高价氧化物对应水化物的 碱（酸）碱性增强（酸性减弱） 气态氢化物 的稳定性 非金属气氢化物稳定性增强 非金属气氢化物稳定性减弱 原子得失 电子能力 原子得电子能力增强， 失电子能力减弱 原子得电子能力减弱， 失电子能力增强 即学即练 12．下列说法中，错误的是 A．英国化学家道尔顿提出近代原子学说，为近代化学的发展奠定了坚实基础 B．门捷列夫发现元素周期律，把化学元素及其化合物纳入一个统一理论体系 C．1965年，我国化学家首次人工合成了具有生理活性的结晶牛胰岛素 D．化学家可以通过化学反应创造出新的原子、分子和具有特殊性质的新物质 13．17世纪中叶以后，化学开始走上以科学实验为基础的发展道路，下列有关科学家的贡献叙述错误的是 A．英国科学家道尔顿提出元素的概念，标志着近代化学的诞生 B．意大利科学家阿伏加德罗提出分子学说，使人们对物质结构的认识发展到一个新的阶段 C．中国科学家侯德榜发明联合制碱法，为我国的化学工业发展和技术创新做出了重要贡献 D．俄国科学家门捷列夫发现元素周期律，使化学的研究变得有规律可循 14．下列说法不正确的是 A．屠呦呦因发现抗疟疾青蒿素，而获得诺贝尔生理学或医学奖 B．英国科学家道尔顿提出原子学说，为近代化学的发展奠定了基础 C．俄国科学家门捷列夫发现了元素周期律，使得化学的研究有规律可循 D．戴维发现一种黄绿色气体，舍勒确定该气体为氯气 ◆知识点六 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： 。 （2）推测陌生元素的某些性质。如： ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2 溶； ②根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为 色固体，与氢 化合，HAt 稳定，其水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。 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在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的 。 ②在过渡元素中寻找 的合金材料。 ③研究元素周期表右上角的元素，合成 。 ④位于第六周期ⅥB的钨是 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 ，失电子能力 ，得电子能力 ，元素金属性 ，非金属性 。 （2）同主族(自上而下)：核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐 ，失电子能力 ，得电子能力 ，元素金属性 ，非金属性 。 （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 元素，右边是 元素。 ②分界线附近的元素，既能表现出一定的 ，又能表现出一定的 ，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 ，右上方是非金属性最强的元素 。 特别提醒 （1）与水反应最剧烈的非金属单质是 F，即非金属性最强的元素是 F元素；所形成的气态氢化物最稳定的是 HF 。 （2）与水反应最剧烈的金属单质是K；原子半径最大的主族元素是K元素。 （3）自然界中硬度最大的单质是含C元素的金刚石；最高正价与最低负价的代数和为零，且气态氢化物中含氢的百分含量最高的元素是 C元素。 （4）常温下有颜色的气体单质是 Cl2。 （5）原子半径最小，它的阳离子就是质子的元素为H元素；同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的是H元素。 （6）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是 Cl元素。 （7）密度最小的金属单质是Li 。 （8）最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是 Al元素；地壳中含量最高的金属元素是 Al元素。 （9）地壳中含量最高的元素是O元素，次者是Si元素。 即学即练 15．下列说法错误的是 A．元素性质的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 B．因为金属和非金属之间有很严格的界限，所以人们多在金属与非金属之间寻找半导体材料 C．稀有气体分子中不含有化学键 D．最外层有1个或2个电子的元素，可能是第IA族、第IIA族元素，也可能是副族、第VIII族元素或氦元素 16．下列说法正确的是 A．在过渡元素中可以寻找制备催化剂及耐高温和耐腐蚀的元素 B．某物质在熔融状态能导电，则该物质中一定含有离子键 C．溶于水时只破坏了离子键 D．碘的升华和硫的熔化所需破坏的化学键相同 17．下列关于元素周期表的叙述，正确的是 A．元素周期表共有7个横行，称为周期；共有16个纵行，称为族 B．前20号元素称为短周期元素 C．在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料 D．第IA族的元素都被称作碱金属元素 一、微粒半径的大小比较—“四同法” 1.（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。 2.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+)。 实践应用 1．下列事实不能用元素周期律知识解释的是 A．原子半径： B．稳定性： C．溶解度： D．碱性： 2．X、Y、Z、P是原子序数依次增大的短周期主族元素，X的族序数是周期序数的2倍，Y与Z同主族，Z原子的最外层电子数是X原子电子层数的3倍。下列说法正确的是 A．原子半径： B．最高正价： C．中各原子最外层均满足8电子结构 D．最高价氧化物对应水化物的酸性： 3．软钾镁矾(化学式)是重要的钾肥。下列说法正确的是 A．碱性： B．半径： C．热稳定性： D．酸性： 二、元素金属性与非金属性强弱比较方法 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.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 实践应用 4．下列事实能说明Cl的非金属性强于P的是 A．Cl的相对原子质量大于P B．与H2反应的难易程度：Cl2比P更容易 C．Cl2的沸点低于P单质 D．HCl的酸性强于H3PO4 5．最容易与氢气反应形成气态氢化物的单质是 A． B． C． D． 6．下列对各微粒的排序正确的是 A．非金属性：Br < Se < As < Ge B．离子半径：Na+ < Mg2+ < Cl- < S2- C．稳定性：HF > H2O > H2S > PH3 D．碱性：Be(OH)2 > Mg(OH)2 > Ca(OH)2 > Sr(OH)2 三、元素周期表和元素周期律中的规律和应用 1、元素周期表中的规律 (1)“三角形”规律：所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，如图所示。 【应用】处于A、B、C位置上的元素，可排列出其原子结构、性质等方面的规律。例如：原子序数C>B>A；原子半径C>A>B。 A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C；单质的氧化性B>A>C；负离子的还原性Cn－8>An－8>Bn－7(设A为n族，则B为n＋1族，下同)；气态氢化物的稳定性H7－nB>H8－nA >H8－nC。A、B、C若为金属，则其失电子能力C>A>B；单质的还原性C>A>B；正离子的氧化性B(n＋1)＋>An＋>Cn＋；最高价氧化物对应的水化物的碱性：C(OH)n>A(OH)n>B(OH)n＋1 (2)“对角线”规律：有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合物的化学性质却很相似，如：Li和Mg、Be和Al、B和Si等。这一规律称为“对角线”规律 如图所示： 【应用】根据已知元素及其化合物的性质，推导未知元素及其化合物的性质。 (3)“相似”规律：①同族元素性质相似；②左上右下对角线上元素性质相似；③同位素的化学性质几乎完全相同 2、“位”、“构”、“性”之间的关系在解题中的应用 (1)“位”、“构”、“性”的关系 “位”、“构”、“性”的关系 对关系图的理解 ①从元素的原子结构推测元素在周期表中的位置及有关性质 ②从元素在周期表中的位置推测元素的原子结构及相关性质 ③元素的一些主要性质又能反映元素的原子结构和元素在周期表中的位置 (2)结构与位置互推问题是解题的基础 ①掌握四个关系式： a．核外电子层数＝周期数 b．质子数＝原子序数＝原子核外电子数＝核电荷数 c．最外层电子数＝主族序数 d．主族元素的最外层电子数＝主族序数＝最高正价数 (O、F元素除外) e．最低负价的绝对值＝8－主族序数(仅限第ⅣA～ⅦA族) ②熟练掌握周期表中的一些特殊规律，如各周期元素种数；稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；同族上下相邻元素原子序数的关系等 (3)性质与位置互推问题是解题的关键：熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括： ①元素的金属性、非金属性 ②气态氢化物的稳定性 ③最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 (4)结构和性质的互推问题是解题的要素 ①最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性 ②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质 ③同主族元素最外层电子数相同，性质相似 ④判断元素金属性和非金属性的方法 3、预测新元素：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索 4、启发人们在一定区域内寻找新物质 ①在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料 ②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药 ③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 5、预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 如：金属性Mg＞Al，Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3，Ca(OH)2＞Mg(OH)2 ②推测未知元素的某些性质 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶 又如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等. 实践应用 7．如图所示是部分短周期元素原子半径与原子序数的关系，则下列说法正确的是 A．M在周期表中的位置为第三周期Ⅳ族 B．Y和N形成的化合物在熔融状态下能导电 C．X、N两种元素的氢化物的沸点相比，前者较低 D．Y元素和X元素可以形成化合物，中阴、阳离子个数之比为 8．主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，X、Y的价电子数相等，Z元素焰色试验的火焰呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察），4种元素形成的化合物如图。下列说法正确的是 A．最简单氢化物的稳定性：Y>X B．酸性：W2YX3>W2YX4 C．原子半径：Z>Y>W>X D．氧化物溶于水所得溶液的pH：Z>Y 9．A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的短周期主族元素，A与C可形成原子个数比为的18电子分子；B的简单氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，C的最外层电子数为E的最外层电子数的2倍；D的原子半径在同周期中最大；F是地壳中含量位于第二的元素。下列说法错误的是 A．B的最简单氢化物与其最高价氧化物对应的水化物反应可生成盐 B．简单氢化物的稳定性： C．F的氧化物可用来生产光导纤维 D．最高价氧化物对应水化物的碱性： 考点一 元素主要化合价、原子半径的变化规律 【例1】元素周期表隐含着许多信息和规律。以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。下列说法正确的是 元素代号 M R Q T X Y Z 原子半径/nm 0.037 0.186 0.074 0.102 0.150 0.160 0.099 主要化合价 +1 +1 -2 +6、-2 +3 +2 -1 A．T、Z的最高价氧化物对应水化物的酸性：T＞Z B．R、X、Y的单质中失电子能力最强的是X C．X与Z形成的是共价化合物 D．M、Q、Z都在第二周期 解题要点 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)。 ③H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.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+)。 【变式1-1】元素周期表隐含着许多信息和规律。以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。 元素代号 M R Q T X Y Z 原子半径／nm 0.037 0.186 0.074 0.102 0.150 0.160 0.099 主要化合价 +1 +1 －2 －2、+4、+6 +3 +2 －1 下列说法正确的是 A．T、Z的最高价氧化物对应水化物的酸性T<Z B．R、X、Y的单质失去电子能力最强的是X C．M与Q形成的是离子化合物 D．M、Q、Z都在第2周期 【变式1-2】元素周期表隐含着许多信息和规律。以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。 元素代号 原子半径 0.037 0.186 0.074 0.102 0.150 0.160 0.099 主要化合价 、、 、 下列说法正确的是 A．、的最高价氧化物对应水化物的酸性大于 B．、、的单质与同浓度酸反应最剧烈的是 C．和的最高价氧化物对应水化物能发生反应 D．、、都在第二周期 考点二 同周期元素性质的递变规律 【例2】下列实验(室温)不能达到实验目的的是 选项 实验 实验目的 A 分别取大小相同的钠粒、钾粒投入等量水中，观察反应的剧烈程度 比较钠、钾原子的失电子能力强弱 B 将铝粉和镁块放入稀盐酸中，观察产生气泡的速率 验证铝、镁原子的失电子能力强弱 C 将少量溴水加入碘化钾溶液中，再加入CCl4振荡、静置，观察CCl4层颜色 比较溴单质和碘单质的氧化性强弱 D 向1 mol/L碳酸氢钠溶液中加入等量1 mol/L稀硫酸，观察是否有气体生成 比较硫和碳元素原子的得电子能力强弱 A．A B．B C．C D．D 解题要点 周期表中位置 同周期(左→右) 原 子 结 构 核电荷数 依次增加 电子层数 相同 最外层电子数 依次增加 原子半径 逐渐减小 性 质 主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外) 最低负化合价＝ －(8－主族序数) 元素的金属性 和非金属性 金属性减弱，非金属性增强 最高价氧化 物对应水化物 的酸、碱性 最高价氧化物对应水化物的 碱（酸）碱性减弱（酸性增强） 气态氢化物 的稳定性 非金属气氢化物稳定性增强 原子得失 电子能力 原子得电子能力增强， 失电子能力减弱 【变式2-1】下列事实不能用元素周期律解释的是 A．溶液中加盐酸，产生气泡 B．可溶于过量溶液，不溶 C．气态氢化物的稳定性： D．从溶液中置换出 【变式2-2】下列依据相关数据或事实作出的判断中，正确的是 A．根据元素原子得到电子数的多少，可以判断、元素非金属性的强弱 B．依据的燃烧热，可计算相同条件下的 C．依据，可判断非金属性： D．依据酸性：，可判断非金属性： 考点三 同主族元素性质的递变规律 【例3】类比是推测物质性质的常用方法，下列有关性质类比正确的是 选项 性质 类比 A Na在O2中燃烧生成Na2O2 Li在O2中燃烧也生成Li2O2 B S、Cl两种元素为同周期相邻非金属性较强的元素，H2SO4为强酸 HClO4也是强酸 C Cl2可以从KBr溶液中置换出Br2 F2也可以从KBr溶液中置换出Br2 D 已知溶解度CaCO3<Ca(HCO3)2 溶解度Na2CO3<NaHCO3 A．A B．B C．C D．D 解题要点 周期表中位置 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 增大 电子层数 依次增加 最外层电子数 相同 原子半径 逐渐增大 性 质 主要化合价 相同，最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 和非金属性 金属性增强，非金属性减弱 最高价氧化 物对应水化物 的酸、碱性 最高价氧化物对应水化物的 碱（酸）碱性增强（酸性减弱） 气态氢化物 的稳定性 非金属气氢化物稳定性减弱 原子得失 电子能力 原子得电子能力减弱， 失电子能力增强 【变式3-1】已知下列反应： ①(冷暗处剧烈反应) ②(常温下剧烈反应) ③ 则F2、Cl2、Br2氧化性由强到弱的顺序是 A． B． C． D． 【变式3-2】由实验操作和现象，可得出相应正确结论的是 实验操作 现象 结论 A 向溶液中滴加过量氯水，再加入淀粉KI溶液 先变橙色，后变蓝色 氧化性： B 将铁锈溶于过量浓盐酸，滴入溶液 紫色褪去 铁锈中含有二价铁 C 将脱氧剂还原铁粉溶于盐酸中，再滴加溶液 溶液未变红 铁粉未变质 D 在水中分别放入绿豆大的金属钠和金属钾 钾与水反应更剧烈 金属性：K>Na A．A B．B C．C D．D 考点四 元素周期表的应用 【例4】碲被誉为工业维生素，其在元素周期表中的信息如图所示，下列说法错误的是 A．碲单质常温下为固态 B．碲位于元素周期表中第5周期ⅥA族 C．、、气态氢化物稳定性： D．碲位于周期表中金属与非金属交界处，可应用于半导体工业 解题要点 1、预测新元素：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索 2、启发人们在一定区域内寻找新物质 ①在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料 ②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药 ③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 3、预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 ②推测未知元素的某些性质 【变式4-1】下表中“方法导引”与示例不匹配的是 方法导引 示例 A 预测 Na、K都能与水反应，可以预测Cs能与水反应 B 化学实验设计 设计“不同价态含硫化合物的转化”实验，需要明确转化前后的含硫物质有哪些，选择合适的氧化剂或还原剂 C 控制变量 可以根据有机物发生的化学反应，了解其在有机转化(有机合成)中的作用 D 分类 根据CO2和SO2都属于酸性氧化物，推测SO2可以与NaOH溶液反应 A．A B．B C．C D．D 【变式4-2】元素在周期表中的位置反映元素的原子结构和元素性质。下列说法正确的是 A．在过渡元素区域可以寻找优良的催化剂 B．IA族元素全部是金属元素，称为碱金属元素 C．核外电子排布相同的微粒化学性质也相同 D．主族元素的最高正价等于该元素原子的最外层电子数 考点五 元素周期表与元素周期律的应用 【例4】短周期主族元素R、W、X、Y、Z的原子序数依次增大，R的最高价氧化物对应的水化物与其简单氢化物反应得到离子化合物，W的原子半径在短周期主族元素中最大，X是地壳中含量最多的金属，Y原子中M层比L层少2个电子。下列说法正确的是 A．简单离子半径： B．R能形成多种氧化物，都属于酸性氧化物 C．氧化物对应的水化物的酸性： D．工业上通过电解X的氯化物制备X单质 解题要点 1. 2.元素“位—构—性”规律中的特例 ①绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H)无中子 ②元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始 ③所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多 ④非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体 ⑤氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价；在NaH中氢显－1价 【变式4-1】几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表： 元素代号 K L M Q R T N 原子半径/nm 0.183 0.160 0.143 0.102 0.089 0.074 0.152 主要化合价 +1 +2 +3 +6、-2 +2 -2 +1 下列叙述正确的是 A．K、L、M三种元素的金属性逐渐增强 B．在RCl2分子中，各原子均满足8电子的稳定结构 C．简单离子半径：Q>T>K>M D．N在T单质中燃烧所形成的化合物中含有非极性共价键和离子键 【变式4-2】元素X、Y、Z、M、W在周期表中的位置如下图所示。下列说法不正确的是 A．原子半径： B．是太阳能转换为电能的常用材料 C．酸性： D．常在过渡元素中寻找催化剂 基础达标 1．（23-24高一上·上海普陀·阶段练习）下列所列各项中，与元素的化学性质关系最密切的是 A．元素的相对原子质量 B．元素的核电荷数 C．原子的核外电子数 D．原子的最外层电子数 2．（22-23高一上·天津河西·期末）下列关于元素周期表的说法中，正确的是 A．元素周期表共有7个周期16个族 B．最外层电子数相同的元素都在同一族 C．第ⅠA族都是金属元素，过渡元素都是金属元素 D．元素周期表是按照元素的相对原子质量大小排列而成的 3．（23-24高一下·上海·期中）在周期表中硒的左右分别为砷和溴，下列说法正确的是 A．的最高价含氧酸一定是一元酸 B．这三种元素的最高价氧化物对应的水化物中，的酸性最弱 C．微粒半径 D．可以从溶液中置换出 4．（22-23高一上·辽宁锦州·期末）根据元素在周期表中的位置和结构特点，可以预测元素的性质。下列推测不合理的是 A．若X+和Y2-的核外电子层结构相同，推测原子序数：X＞Y B．碘(I)是位于第五周期的卤族元素，推测AgI是有色且难溶于水的固体 C．Cs和Ba分别位于第六周期第ⅠA族和第ⅡA族，推测碱性：CsOH＞Ba(OH)2 D．由水溶液的酸性：HCl＞H2S，推测元素的非金属性：Cl＞S 5．（25-26高一上·上海·阶段练习）下列符号所表示的微粒中，具有相似化学性质的是 A．①和② B．①和③ C．②和③和④ D．①和②和③ 6．（24-25高一上·上海静安·期末）关于卤素X(X=F、Cl、Br、I)的性质，以下说法正确的是 A．X2都可以与水反应生成HX和HXO B．随着X原子核电荷数的增加，X2的熔沸点逐渐升高 C．随着X原子核电荷数的增加，X2与H2化合的程度逐渐增强 D．随着X原子核电荷数的增加，X-的还原性逐渐减弱 7．（24-25高一上·上海·阶段练习）下列关于卤族元素性质变化规律的说法中，错误的是 A．酸性： B．氧化性： C．热稳定性： D．沸点： 8．（23-24高一上·上海·期末）以下关于氟、氯、溴、碘的性质叙述错误的是 A．、、均为不溶于水的沉淀 B．按、、的顺序，单质的颜色逐渐加深 C．单质、、中，氧化性最强的是 D．单质、、中，熔沸点最高的 9．（22-23高一下·上海浦东新·期中）下列卤素性质叙述中错误的是 A．的单质颜色逐渐变深 B．氯气易液化，碘单质易升华 C．的熔沸点依次增大 D．的还原性逐渐减弱 10．（23-24高一下·上海闵行·期末）下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．非金属性：F>O>N B．碱性：KOH>NaOH>LiOH C．热稳定性： D．酸性： 11．（23-24高一下·上海·期末）分子由C、H、O、N和P组成。下列说法错误的是 A．由短周期元素组成 B．酸性： C．热稳定性： D．原子半径： 12．（24-25高一上·上海·期末）下列物质性质的差异可以用元素周期律解释的是 A．酸性： B．密度： C．稳定性： D．沸点： 13．（23-24高一下·北京·阶段练习）下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是    族 周期 2 丙 丁 3 甲 乙 戊 己 A．戊的氢化物比丁的氢化物稳定 B．甲、乙、戊三种元素的原子半径：戊>乙>甲 C．六种元素中，丙元素单质的化学性质最活泼 D．丙、戊、己的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强 14．（24-25高一上·四川成都·期末）X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素。X元素能形成两种存在于自然界中的气体单质，Y原子内层与最外层电子数之比为10：1，Z的最高化合价为+6价。下列说法正确的是 A．简单气态氢化物的稳定性： B．原子得电子能力： C．简单离子的半径： D．的最高价含氧酸酸性是短周期元素中最强的 15．（24-25高一上·浙江金华·期末）目前“北京时间”授时以55号Cs原子钟为基准，已知Cs的最外层电子数是1，下列说法不正确的是 A．Cs是第六周期第ⅠA族元素 B．Cs单质还原性强于K C．CsOH为强碱 D．的中子数为133 综合应用 16．（22-23高一下·上海宝山·期末）19世纪初，许多新的元素被相继发现，化学家开始关注这些元素在化学性质和物理性质上的相似性和递变性。下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．酸性： B．熔点： C．热稳定性： D．非金属性： 17．（22-23高一上·上海浦东新·期末）下列事实正确，且能用于判断氯、硫非金属性强弱的是 A．酸性：HCl>H2S B．还原性：S2->Cl- C．沸点：S>Cl2 D．热稳定性：H2S>HCl 18．（24-25高一上·上海·期末）卤族元素包括氟、氯、溴、碘、砹，同属于周期表中ⅦA族，简称卤素。 (1)下列关于卤族元素的说法正确的是___________。 A．最高正价均为+7价 B．卤族元素的单质只有氧化性，且氧化性顺序为F2>Cl2>Br2>I2 C．从HF、HCl、HBr、HI的酸性递增的事实，推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律 D．卤素单质与H2化合的难易程度按F2、Cl2、Br2、I2的顺序由易变难 (2)试推测砹(At)的化合物不可能具有的性质___________。 A．HAt受热很难分解 B．AgAt是不溶于水的有色固体 C．相同条件下HAt的还原性比HCl弱 D．由KAt的水溶液制备砹的化学方程式为 (3)从原子结构角度解释：分子稳定性HF>HCl>HBr>HI， 。 在酸性条件下，KBrO3能将KI氧化成KIO3，其本身被还原为Br2；KIO3能将I-氧化为I2，也能将Br-氧化成Br2，其本身被还原为I2。向盛有30 mL 0.2 mol·L-1 KI溶液的锥形瓶中依次滴入几滴淀粉溶液和足量稀硫酸，再逐滴加入KBrO3溶液，随着KBrO3溶液滴入，溶液由无色变为蓝色并逐渐加深，且一段时间保持不变。继续向上述溶液中滴入KBrO3溶液，溶液的蓝色逐渐褪去。 (4)Br2、、I2、白的氧化性由强到弱的顺序为 。 (5)基于上述顺序，溶液颜色几乎保持一段时间不变时，发生的离子反应方程式为___________。 A． B． C． D． (6)当溶液蓝色完全褪去时，整个反应共消耗的n(KBrO3)= mol。 19．（23-24高一上·上海·期末）卤素单质及其化合物是重要的化工原料，用途广泛。 (1)下列关于卤素及其相关物质的说法不正确的是___________。 A．卤素就是氯、溴、碘 B．氯、溴、碘单质颜色逐渐加深 C．HCl、HBr、HI还原性逐渐增强 D．卤化银都易见光分解 (2)已知常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出氯气，现按下图进行卤素的性质实验。玻璃管内装有分别滴有不同溶液的白色棉球，反应一段时间后，对图中指定部位颜色描述正确的是 。 ① ② ③ ④ A 黄绿色 橙色 蓝色 白色 B 无色 橙色 紫色 白色 C 黄绿色 橙色 蓝色 无色 D 黄绿色 无色 紫色 白色 (3)下列关于含卤素物质的实验，说法正确的是___________。 A．氢气在氯气中燃烧，有苍白色烟雾生成 B．溴水中加入苯振荡，静置后液体分两层，下层为红棕色 C．碘化钾中加入溴水，溶液变黄，说明碘被置换出来 D．卤水都有颜色，都呈酸性 (4)取等浓度的NaBr、NaI的混合溶液，加入一定量氯水后溶液中溶质的情况可能是___________。 A．NaBr、NaI、NaCl B．NaBr、NaI、NaCl、Br2 C．NaI、NaCl、Br2 D．NaBr、NaCl、I2 (5)将22g NaCl和NaBr的混合粉末溶于水，配成100mL溶液，向溶液中通入足量的Cl2后，将溶液蒸干，得到干燥固体的质量为17.55g，求： ①参加反应中的Cl2在标准状况下的体积为 。 ②原混合物中NaCl的物质的量的百分含量为 。(用小数表示，精确到0.01) 20．（24-25高一上·上海·期末）嫦娥五号探测器带回的月壤，经分析发现其构成与地球土壤类似。土壤中含有的W、X、Y、Z为1～18号元素中的四种，且原子序数依次增大，最外层电子数之和为15，其中W的最外层电子数是内层电子总数的3倍，X、Y、Z原子序数是连续的。 (1)写出W元素的简单离子的电子式 ，Y元素原子的结构示意图 。 (2)Z元素在自然界中有三种稳定的同位素，相关信息如下： 核素符号 相对原子质量 丰度(%) 28Z 27.977 92.23 29Z 28.976 4.67 30Z 29.974 3.10 ①Z元素的相对原子质量为 (计算结果保留两位小数，下同)，12g中29Z的质量为 。 ②我国天问一号就含有大量的Z元素，请根据物质的分类，写出一条Z的氧化物反应的化学方程式： 。 拓展培优 21．（23-24高一上·上海闵行·阶段练习）工业上制取碳化硅的化学方程式为：。 (1)下列关于的说法正确的是___________。 A．摩尔质量是60 B．中含有 C．中含有个氧原子 D．质量是 (2)请写出的化学式 。若反应中生成，则其中含有 个碳原子；生成的同时，生成X气体的体积在标准状况下为 L。上述反应中的某元素，其原子最外层电子数是其核外电子层数3倍，则其简单离子的电子式为 ，请写出与它具有相电子数的三核微粒的化学式 。 (3)硅元素存在多种同位素，已知三种天然稳定同位素的数据如下： 硅的同位素 同位素的相对原子质量 自然界中各同位素原子的丰度 27.977 92.23% 28.976 4.67% 29.974 3.10% 的原子的中子数为 ，原子结构示意图为 ，电子式为 。请列出硅元素的相对原子质量的计算式 。 (4)下列有关硅的说法正确的是___________。 A．由变为的变化是化学变化 B．的近似相对原子质量为28 C．比原子核外多两个电子 D．硅元素的两种单质无定形硅和晶体硅互为同素异形体 (5)“天问一号”采用了我国自主研制的高性能碳化硅增强铝基复合材料。复合材料所涉及元素中，某元素原子核外的M层上有3个电子，则其离子结构示意图为 ；复合材料中有两种元素化学性质相似，它们是 。 22.（24-25高一上·上海·期中）2024年5月28日，“神舟十八号”乘组圆满完成第一次出舱活动，在空间站机械臂和地面科研人员的配合支持下，完成了空间站空间碎片防护装置安装、舱外设备设施巡检等任务。“神舟十八号”采用了我国自主研制的高性能碳化硅增强铝基复合材料。工业上制取碳化硅的化学反应方程式为：SiO2 + 3CSiC + 2X↑，回答下列问题。 （1）X按物质类别属于___________。 A．酸 B．盐 C．电解质 D．氧化物 （2）若生成4g碳化硅，生成X气体的体积在标准状况下为 L。 （3）上述材料所涉及元素中，某元素原子核外的M层上有3个电子，则其离子结构示意图为 。某元素的最外层电子数是其核外电子层数3倍，则其简单离子的电子式为 ，请写出与它具有相同电子数的四核微粒的化学式 。 （4）硅元素存在多种同位素。已知三种天然稳定同位素的数据如下： 硅的同位素 同位素的相对原子质量 自然界中各同位素原子的丰度 28Si 27.977 92.23% 29Si 28.976 4.67% 30Si 29.974 3.10% 决定元素种类的微粒是 。请列出硅元素的相对原子质量的计算式 。放射性同位素在实际生活中有许多方面的用途，请列举一条 。 23.（24-25高一上·上海·期中）一种用于“点击化学”的新化合物由四种前20号元素组成，且原子序数依次增大。X原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，原子最外层电子数相同；Y元素的负离子核外电子排布和氖原子相同，Y原子的最外层电子数与W原子的核外电子总数相等。 （1）Y原子的结构示意图为 ，W离子的电子式是 。 （2）比较微粒半径大小(选A表示“>”、B表示“=”或C表示“<”)： X原子 Z原子，X离子 Y离子。 （3）含W元素的离子有 (写出1种化学式，下同)，除含X元素外，还含一种元素的微粒有 。 我国科学家也合成了一种点击化学试剂，其中M可分别与形成原子个数为3、4、6的分子。的衰变方程为，以上元素均为前20号元素。 （4）Y元素的简单氢化物属于___________。 A．强电解质 B．弱电解质 C．非电解质 D．既不是电解质也不是非电解质 （5）下列说法正确的是___________。 A．W的最高价氧化物对应的水化物和其简单氢化物能发生化学反应 B．和互为同素异形体 C．M原子可以通过得电子的方式形成稳定结构 D．形成的简单离子的还原性： （6）含Z元素的含氧酸且为弱酸的化学式 (写出一种即可，下同)，含W元素的一种酸式盐，受热分解后无固体物质剩余，该酸式盐的化学式为 。 （7）Z单质熔融后加入分散剂，高速搅拌、研磨后离心分离得到上层Z单质的黄褐色透明分散系，上述过程属于 变化(选A表示“物理”或B表示“化学”)，快速确定该分散系种类的操作及现象为 。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第四章 原子结构和化学键 第一节 元素周期表和元素周期律 第2课时 元素周期律 元素周期表的应用 教学目标 1.知道同周期 / 主族元素性质递变规律，把握 “位 - 构 - 性” 关系，学会用周期表推测元素性质、寻找新材料。 2.通过数据分析提归纳能力，结合新高考情境提升规律应用与问题解决力。 3.领悟化学规律的科学性，强学科应用意识，培 “证据推理与模型认知” 素养。 重点和难点 重点：元素周期律核心内涵、“位 - 构 - 性” 三者关联、周期表在性质推断与材料寻找中的应用。 难点：同周期或主族元素性质递变规律的理解、新高考复杂情境中 “位 - 构 - 性” 关系的综合应用。 ◆知识点一 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： 特别提醒 影响原子、离子半径大小的因素 ①电子层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，原子半径越小。 ②核电荷数相同时，核外电子数越大，原子核对核外电子的吸引力越小，原子半径越大，反之越小。如r(O)≤r(O2-)。 ③核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小。如r(O2-)>r(Na+)。 ④最外层电子数相同时，电子层教越多，最外层电子离核越远，原子半径越大。如r(Na)<r(K)。 即学即练 1．下列元素中，原子半径最小的是 A．H B．Na C．Al D．Cl 【答案】A 【详解】H为原子半径最小的原子，Na、Al和Cl为同周期元素，同周期从左向右，原子半径逐渐减小，即r(Na)>r(Al)>r(Cl)，故原子半径最小的是H，答案选A。 2．下列元素的原子半径最大的是 A．钾(K) B．钠() C．锂() D．氢(H) 【答案】A 【详解】H、Li、Na、K为同一主族元素，同一主族元素原子半径从上到下因原子核外电子层数的增加而逐渐增大，K元素的原子核外电子层数最多，故其原子半径最大，故答案选A。 3．下列元素中，原子半径最大的是 A． B． C．P D． 【答案】A 【详解】Na、Al、P、Cl同周期，自左而右原子半径减小，故原子半径：Na>Al>P>Cl，Na原子半径最大，故选A。 ◆知识点二 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。 特别提醒 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)。 ③H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。 即学即练 4．下列关于元素周期律的叙述正确的是 A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子总是从1到8重复出现 B．随着元素原子序数的递增，同周期从左到右原子半径从小到大（稀有气体除外）发生周期性变化 C．随着元素原子序数的递增，元素最高正价从＋1到＋7、负价从－7到－1重复出现 D．元素原子核外电子排布的周期性变化是导致原子半径、元素主要化合价和元素性质周期性变化的主要原因 【答案】D 【详解】A. 从第二周期开始，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，但在第一周期，随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到2，错误； B. 随着元素原子序数的递增，同周期从左到右原子半径从大到小（稀有气体除外）发生周期性变化，错误； C. 元素的最低负价是-4价，最高正价是+7价，随着元素原子序数的递增，一般情况下元素的最高正价从+1到+7，负价从-4到-1重复出现，错误； D. 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，正确； 答案选D。 5．元素周期律的实质是 A．原子半径的周期性变化 B．元素主要化合价的周期性变化 C．原子序数的递增 D．核外电子排布的周期性变化 【答案】D 【详解】元素性质的周期性变化是原子核外电子排布的周期性变化的结果，因此元素周期律的实质是核外电子排布的周期性变化，故合理选项是D。 ◆知识点三 同周期元素性质的递变规律 （1）元素的金属性变化规律 ①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：Na>Mg>Al，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↑ ②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 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 特别提醒 1.NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物。 2.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。 即学即练 6．在元素周期表中，同一周期的主族元素从左到右非金属性逐渐增强。下列元素中非金属性最强的是 A．Si B．P C．S D．Cl 【答案】D 【详解】同一周期元素原子从左至右非金属性逐渐增强，选项中4种元素均为第三周期元素，原子序数从左至右依次增大，故非金属性最强的为Cl元素，故答案选D。 7．下列有关物质性质的比较正确的是 A．碱性： B．离子半径： C．还原性： D．热稳定性： 【答案】C 【详解】A．金属性越强其最高价氧化物对应水化物碱性越强，即，A错误； B．三种离子核外电子层排布相同，核电荷数越大半径越小，即，B错误； C．非金属单质氧化性越强其阴离子还原性越弱，即还原性，C正确； D．元素非金属性越强，对应氢化物稳定性越强，即热稳定性，D错误； 故选C。 8．下列关于物质性质的比较，不正确的是 A．酸性强弱：HIO4＞HBrO4＞HClO4 B．还原性：Na＞Mg＞Al C．氢化物的稳定性：H2O＞H2S＞H2Se D．氧化性：F2＞Cl2＞Br2 【答案】A 【详解】A．元素的非金属性与其最高价氧化物对应水化物的酸性一致，故同主族元素非金属性Cl＞Br＞I，最高价含氧酸酸性应为HClO4＞HBrO4＞HIO4，A错误； B．元素的金属性与其单质的还原性一致，已知金属性Na＞Mg＞Al，对应单质还原性顺序为Na＞Mg＞Al，B正确； C．元素简单气态氢化物的稳定性与其非金属性一致，已知非金属性O＞S＞Se，氢化物稳定性顺序为H2O＞H2S＞H2Se，C正确； D．元素的非金属性与其单质的氧化性一致，已知非金属性F＞Cl＞Br，对应单质氧化性顺序为F2＞Cl2＞Br2，D正确； 故答案为：A。 ◆知识点四 同主族元素性质的递变规律 （1）碱金属元素 ①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。 ②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（与H2化合） 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 特别提醒 1．碱金属单质性质的相似性和递变性 ①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； ②都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气； ③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↑ 2.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。 即学即练 9．下列说法不正确的是 A．用K、L、M、N等符号来表示从内到外的电子层 B．L电子层为次外层时，最多可容纳的电子数为8 C．主族元素原子的最外层电子数等于该元素所在的族序数 D．第IA族元素叫做碱金属元素，第VIIA族元素叫做卤族元素 【答案】D 【详解】A．电子层符号K、L、M、N依次表示从内到外的第一至第四层，符合电子层命名规则，A正确； B．当L层为次外层时（如第三层存在），根据泡利不相容原理和能级填充顺序，L层最多容纳8个电子（2n2=8，n=2），B正确； C．主族元素（IA、IIA、VA-VIIA）的最外层电子数等于其族序数（如IA族最外层1个电子，VIIA族7个电子），C正确； D．第IA族包含氢和碱金属（锂及以下），但氢不属于碱金属；而第VIIA族均为卤族元素。D错误地将整个IA族称为碱金属，D错误； 故选D。 10．下列关于碱金属元素和卤族元素的说法错误的是 A．碱金属单质均能在空气中燃烧生成过氧化物 B．碱金属元素原子半径越大，失电子能力越强 C．卤素单质的颜色随着核电荷数的增加而加深 D．卤素单质与氢气化合越容易，说明该卤素单质的非金属性越强 【答案】A 【详解】A．碱金属中，锂在空气中燃烧生成氧化锂，而非过氧化物。钠燃烧生成过氧化钠，钾、铷等可能生成更复杂的氧化物(如超氧化物)。因此并非所有碱金属单质燃烧都生成过氧化物，A错误； B．碱金属从上到下原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力减弱，失电子能力增强，B正确； C．卤素单质颜色随核电荷数增加逐渐加深(如氟浅黄、氯黄绿、溴深红棕、碘紫黑)，C正确； D．卤素非金属性越强，与氢气化合越容易(如氟与氢气剧烈反应，碘需高温且反应可逆)，D正确； 故选A。 11．下列关于卤族元素性质的变化规律，描述不正确的是 A．颜色深浅：I2＞Br2＞Cl2＞F2 B．氧化性：I2＜Br2＜Cl2＜F2 C．稳定性：HI＜HBr＜HCl＜HF D．酸性：HI＜HBr＜HCl＜HF 【答案】D 【分析】第ⅦA族元素中，随着原子序数的增大，单质颜色逐渐加深，原子半径依次增大，得电子能力逐渐减弱、氢化物的酸性逐渐增强、单质的沸点逐渐增大、单质的氧化性逐渐减弱、氢化物的还原性逐渐增强、单质与氢气化合逐渐困难、氢化物的沸点逐渐增大(HF除外)、氢化物的稳定性逐渐减弱，最高价含氧酸酸性逐渐减弱(F除外)，据此回答即可。 【详解】A．第ⅦA族元素中，随着原子序数的增大，单质颜色逐渐加深，颜色深浅：I2＞Br2＞Cl2＞F2，A正确；     B．随着原子序数的增大，元素的非金属性依次减弱，则单质的氧化性逐渐减弱，即氧化性：I2＜Br2＜Cl2＜F2，B正确； C．随着原子序数的增大，元素的非金属性依次减弱，简单氢化物的稳定性减弱，稳定性：HI＜HBr＜HCl＜HF，C正确； D．氢化物酸性：HI＞HBr＞HCl＞HF，D错误； 故答案为：D。 ◆知识点五 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。 周期表中位置 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 依次增加 增大 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 性 质 主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外) 最低负化合价＝ －(8－主族序数) 相同，最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 和非金属性 金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱 最高价氧化 物对应水化物 的酸、碱性 最高价氧化物对应水化物的 碱（酸）碱性减弱（酸性增强） 最高价氧化物对应水化物的 碱（酸）碱性增强（酸性减弱） 气态氢化物 的稳定性 非金属气氢化物稳定性增强 非金属气氢化物稳定性减弱 原子得失 电子能力 原子得电子能力增强， 失电子能力减弱 原子得电子能力减弱， 失电子能力增强 即学即练 12．下列说法中，错误的是 A．英国化学家道尔顿提出近代原子学说，为近代化学的发展奠定了坚实基础 B．门捷列夫发现元素周期律，把化学元素及其化合物纳入一个统一理论体系 C．1965年，我国化学家首次人工合成了具有生理活性的结晶牛胰岛素 D．化学家可以通过化学反应创造出新的原子、分子和具有特殊性质的新物质 【答案】D 【详解】A．英国科学家道尔顿于19世纪初提出原子学说，为近代化学的发展奠定了坚实基础，故A正确； B．1869年俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，把化学元素及其化合物纳入一个统一理论体系，找到了元素的内在规律，故B正确。 C．1965年，我国科学家首次人工合成结晶牛胰岛素，实现了人类历史上人工合成蛋白质的突破，C正确； D．创造新的原子属于核反应，不是化学反应，故D错误； 故选D。 13．17世纪中叶以后，化学开始走上以科学实验为基础的发展道路，下列有关科学家的贡献叙述错误的是 A．英国科学家道尔顿提出元素的概念，标志着近代化学的诞生 B．意大利科学家阿伏加德罗提出分子学说，使人们对物质结构的认识发展到一个新的阶段 C．中国科学家侯德榜发明联合制碱法，为我国的化学工业发展和技术创新做出了重要贡献 D．俄国科学家门捷列夫发现元素周期律，使化学的研究变得有规律可循 【答案】A 【详解】A．英国科学家波义耳提出元素的概念，标志着近代化学的诞生，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，A错误； B．意大利科学家阿伏加德罗提出分子学说，指出分子与原子的区别，使人们对物质结构的认识发展到一个新的阶段，B正确； C．中国科学家侯德榜在研究氨碱法的基础上，发明联合制碱法，为我国的化学工业发展和技术创新做出了重要贡献，C正确； D．俄国科学家门捷列夫发现元素周期律并编制出第一张元素周期表，使化学的研究变得有规律可循，D正确； 故选A。 14．下列说法不正确的是 A．屠呦呦因发现抗疟疾青蒿素，而获得诺贝尔生理学或医学奖 B．英国科学家道尔顿提出原子学说，为近代化学的发展奠定了基础 C．俄国科学家门捷列夫发现了元素周期律，使得化学的研究有规律可循 D．戴维发现一种黄绿色气体，舍勒确定该气体为氯气 【答案】D 【详解】A．屠呦呦因发现并成功提取出青蒿素，以此找到了治疗疟疾的新疗法，从而获得2015年诺贝尔生理学或医学奖，A正确； B．英国科学家道尔顿于1803年提出的原子学说，奠定了近代化学的发展的基础，B正确； C．俄国化学家门捷列夫于1869年发现了元素周期律并编制了元素周期表，使化学的研究变得有规律可循，C正确； D．英国化学家戴维以大量事实为依据，确认黄绿色气体是一种新元素组成的单质—氯气，D错误； 故选D。 ◆知识点六 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： ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶； ②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。 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在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的催化剂。 ②在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。 ③研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。 ④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。 特别提醒 （1）与水反应最剧烈的非金属单质是 F，即非金属性最强的元素是 F元素；所形成的气态氢化物最稳定的是 HF 。 （2）与水反应最剧烈的金属单质是K；原子半径最大的主族元素是K元素。 （3）自然界中硬度最大的单质是含C元素的金刚石；最高正价与最低负价的代数和为零，且气态氢化物中含氢的百分含量最高的元素是 C元素。 （4）常温下有颜色的气体单质是 Cl2。 （5）原子半径最小，它的阳离子就是质子的元素为H元素；同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的是H元素。 （6）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是 Cl元素。 （7）密度最小的金属单质是Li 。 （8）最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是 Al元素；地壳中含量最高的金属元素是 Al元素。 （9）地壳中含量最高的元素是O元素，次者是Si元素。 即学即练 15．下列说法错误的是 A．元素性质的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 B．因为金属和非金属之间有很严格的界限，所以人们多在金属与非金属之间寻找半导体材料 C．稀有气体分子中不含有化学键 D．最外层有1个或2个电子的元素，可能是第IA族、第IIA族元素，也可能是副族、第VIII族元素或氦元素 【答案】B 【详解】A．元素周期律的本质是原子核外电子排布的周期性变化，故A正确； B．金属与非金属之间是渐变过渡，而非严格界限，半导体材料（如硅、锗）正位于金属与非金属分界线附近，故B错误； C．稀有气体分子为单原子分子，分子内无化学键，故C正确； D．例如Cu（IB族）最外层1个电子，氦（0族）最外层2个电子，铁（Ⅷ族）最外层2个电子，均符合描述，故D正确； 故选B。 16．下列说法正确的是 A．在过渡元素中可以寻找制备催化剂及耐高温和耐腐蚀的元素 B．某物质在熔融状态能导电，则该物质中一定含有离子键 C．溶于水时只破坏了离子键 D．碘的升华和硫的熔化所需破坏的化学键相同 【答案】A 【详解】A．过渡元素中均为金属元素，可寻找催化剂及耐高温和耐腐蚀的合金材料，故A正确； B．某物质在熔融态能导电，该物质中不一定含有离子键，也可能含有金属键，故B错误； C．溶于水破坏、Na+之间的离子键以及中H-O共价键，故C错误； D．碘和硫都属于分子晶体，碘的升华和硫的熔化都需要克服分子间作用力，而不是化学键，D错误； 故选A。 17．下列关于元素周期表的叙述，正确的是 A．元素周期表共有7个横行，称为周期；共有16个纵行，称为族 B．前20号元素称为短周期元素 C．在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料 D．第IA族的元素都被称作碱金属元素 【答案】C 【详解】A．元素周期表共有7个横行，称为周期，共有18个纵行，16个族，A错误； B．前18号元素称为短周期元素，B错误； C．由于周期表中位置靠近的元素性质相近，所以在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，C正确； D．第IA族中氢元素不是碱金属元素，D错误； 故选C。 一、微粒半径的大小比较—“四同法” 1.（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。 2.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+)。 实践应用 1．下列事实不能用元素周期律知识解释的是 A．原子半径： B．稳定性： C．溶解度： D．碱性： 【答案】C 【详解】A．同周期主族元素从左到右，核电荷数增大，半径减小，原子半径：，可以用元素周期律解释，A不符合； B．非金属性越强，简单气态氢化物的稳定性越强，同周期元素从左到右，主族元素的非金属性逐渐增强，非金属性Cl>S，稳定性HCl>H2S，B不符合； C．溶解度：，不能用元素周期律来解释，C符合题意； D．金属性越强，最高价氧化物对应水化物碱性越强，同主族元素从上到下金属性逐渐增强，金属性K>Na，碱性，可以用元素周期律来解释，D不符合； 答案选C。 2．X、Y、Z、P是原子序数依次增大的短周期主族元素，X的族序数是周期序数的2倍，Y与Z同主族，Z原子的最外层电子数是X原子电子层数的3倍。下列说法正确的是 A．原子半径： B．最高正价： C．中各原子最外层均满足8电子结构 D．最高价氧化物对应水化物的酸性： 【答案】C 【分析】依题意推测X的族序数是周期序数的2倍，X是碳；Z原子的最外层电子数是X原子电子层数的3倍，Z是硫；X、Y、Z、P是原子序数依次增大的短周期主族元素，P是氯；Y与Z同主族，Y是氧；则X、Y、Z、P分别为：C 、O、S、Cl，据此分析解答。 【详解】A．由分析可知，Y、Z、X分别是O、S、C，原子核外电子层数越多，原子半径越大，同一周期元素，原子半径随着原子序数的增大而减小，所以原子半径：，A错误； B．由分析可知，Y、Z、P分别为：O、S、Cl，氯和硫的最高正价分别是+7、+6，但氧元素无+6价，B错误； C．由分析可知，为，电子式为，各原子最外层均满足8电子结构，C正确； D．由分析可知，X、Z、P分别为：C 、S、Cl，元素的非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，因非金属性，则最高价氧化物对应水化物的酸性：，D错误； 故选C。 3．软钾镁矾(化学式)是重要的钾肥。下列说法正确的是 A．碱性： B．半径： C．热稳定性： D．酸性： 【答案】B 【详解】A．Na、Mg同周期，同一周期主族元素，从左到右金属性减弱，最高价氧化物水化物的碱性减弱，K、Na同主族，同主族元素，从上到下金属性递增，最高价氧化物水化物的碱性递增，可得出金属性K＞Na＞Mg，碱性：，A不正确； B．K+、Cl-具有相同的电子层结构，核电荷数越大离子半径越小，半径：，B正确； C．O、S为同主族元素，O在S的上方，非金属性O＞S，则稳定性：，C不正确； D．S和Cl为同周期元素，S在Cl的左边，同周期主族元素从左到右，非金属性依次增强，则非金属性S＜Cl，所以酸性：，D不正确； 故选：B。 二、元素金属性与非金属性强弱比较方法 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.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 实践应用 4．下列事实能说明Cl的非金属性强于P的是 A．Cl的相对原子质量大于P B．与H2反应的难易程度：Cl2比P更容易 C．Cl2的沸点低于P单质 D．HCl的酸性强于H3PO4 【答案】B 【详解】A．相对原子质量的大小不能直接反应非金属性强弱，A错误； B．Cl2与H2反应比P更容易，说明Cl2的氧化性更强，可推断Cl的非金属性强于P，B正确； C．单质的沸点属于物理性质，与非金属性无关，C错误； D．比较非金属性强弱应依据最高价氧化物对应水化物的酸性（如HClO4与H3PO4），而非HCl的酸性，D错误； 故选B。 5．最容易与氢气反应形成气态氢化物的单质是 A． B． C． D． 【答案】B 【详解】元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，与氢气化合越容易，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，则非金属性：F＞Cl＞Br＞I，所以F的非金属性最强，则F2的氧化性最强，最易与氢气化合，故选B。 6．下列对各微粒的排序正确的是 A．非金属性：Br < Se < As < Ge B．离子半径：Na+ < Mg2+ < Cl- < S2- C．稳定性：HF > H2O > H2S > PH3 D．碱性：Be(OH)2 > Mg(OH)2 > Ca(OH)2 > Sr(OH)2 【答案】C 【详解】A．同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强，故非金属性：Br >Se >As>Ge，故A错误； B．Na+和Mg2+有2个电子层，Cl- 和S2-有3个电子层，故Cl- 和S2-的半径较大，Na+和Mg2+电子层结构相同，Na+的核电荷数小，半径大于Mg2+，Cl- 和S2-的电子层结构相同，S2-的核电荷数小，半径大于Cl-，故半径大小：Mg2+<Na+<S2-<Cl-，故B错误； C．元素的非金属性：F>O>S>P，故简单氢化物的稳定性：HF>H2O>H2S>PH3，故C正确； D．同主族从上到下，金属性增强，最高价氧化物对应水化物的碱性增加，故碱性：Be(OH)2 <Mg(OH)2 <Ca(OH)2 <Sr(OH)2，故D错误； 答案选C。 三、元素周期表和元素周期律中的规律和应用 1、元素周期表中的规律 (1)“三角形”规律：所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，如图所示。 【应用】处于A、B、C位置上的元素，可排列出其原子结构、性质等方面的规律。例如：原子序数C>B>A；原子半径C>A>B。 A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C；单质的氧化性B>A>C；负离子的还原性Cn－8>An－8>Bn－7(设A为n族，则B为n＋1族，下同)；气态氢化物的稳定性H7－nB>H8－nA >H8－nC。A、B、C若为金属，则其失电子能力C>A>B；单质的还原性C>A>B；正离子的氧化性B(n＋1)＋>An＋>Cn＋；最高价氧化物对应的水化物的碱性：C(OH)n>A(OH)n>B(OH)n＋1 (2)“对角线”规律：有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合物的化学性质却很相似，如：Li和Mg、Be和Al、B和Si等。这一规律称为“对角线”规律 如图所示： 【应用】根据已知元素及其化合物的性质，推导未知元素及其化合物的性质。 (3)“相似”规律：①同族元素性质相似；②左上右下对角线上元素性质相似；③同位素的化学性质几乎完全相同 2、“位”、“构”、“性”之间的关系在解题中的应用 (1)“位”、“构”、“性”的关系 “位”、“构”、“性”的关系 对关系图的理解 ①从元素的原子结构推测元素在周期表中的位置及有关性质 ②从元素在周期表中的位置推测元素的原子结构及相关性质 ③元素的一些主要性质又能反映元素的原子结构和元素在周期表中的位置 (2)结构与位置互推问题是解题的基础 ①掌握四个关系式： a．核外电子层数＝周期数 b．质子数＝原子序数＝原子核外电子数＝核电荷数 c．最外层电子数＝主族序数 d．主族元素的最外层电子数＝主族序数＝最高正价数 (O、F元素除外) e．最低负价的绝对值＝8－主族序数(仅限第ⅣA～ⅦA族) ②熟练掌握周期表中的一些特殊规律，如各周期元素种数；稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；同族上下相邻元素原子序数的关系等 (3)性质与位置互推问题是解题的关键：熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括： ①元素的金属性、非金属性 ②气态氢化物的稳定性 ③最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 (4)结构和性质的互推问题是解题的要素 ①最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性 ②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质 ③同主族元素最外层电子数相同，性质相似 ④判断元素金属性和非金属性的方法 3、预测新元素：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索 4、启发人们在一定区域内寻找新物质 ①在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料 ②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药 ③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 5、预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 如：金属性Mg＞Al，Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3，Ca(OH)2＞Mg(OH)2 ②推测未知元素的某些性质 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶 又如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等. 实践应用 7．如图所示是部分短周期元素原子半径与原子序数的关系，则下列说法正确的是 A．M在周期表中的位置为第三周期Ⅳ族 B．Y和N形成的化合物在熔融状态下能导电 C．X、N两种元素的氢化物的沸点相比，前者较低 D．Y元素和X元素可以形成化合物，中阴、阳离子个数之比为 【答案】B 【分析】由题中图像可知X是O、Y是Na、Z是Al、M是Si、N是Cl。 【详解】A．M是Si在周期表中的位置为：第三周期，IVA族，A错误； B．Y是Na、N是Cl，氯化钠为离子化合物，熔融状态下能导电，B正确； C．X、N两种元素的简单氢化物分别为H2O、HCl，H2O分子之间可以形成氢键，故H2O的沸点比HCl的沸点高，C错误； D．Y元素和X元素可以形成Y2X2型化合物是Na2O2，该物质的阳离子是Na+，阴离子是O，该物质中阴、阳离子物质的量之比为1：2，D错误； 答案选B。 8．主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，X、Y的价电子数相等，Z元素焰色试验的火焰呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察），4种元素形成的化合物如图。下列说法正确的是 A．最简单氢化物的稳定性：Y>X B．酸性：W2YX3>W2YX4 C．原子半径：Z>Y>W>X D．氧化物溶于水所得溶液的pH：Z>Y 【答案】D 【分析】主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大， Z的焰色试验为紫色，Z为钾；W形成1个共价键，为氢；X、Y的价电子数相等，且X形成2个共价键、Y形成6个共价键，则X、Y分别O、S。 【详解】A．同主族由上而下，金属性增强，非金属性变弱；非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，则H2S<H2O，A不正确； B．H2SO3是中强酸，而H2SO4是强酸，因此，在相同条件下，后者的酸性较强，B不正确； C．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；微粒半径比较，电子层数越多，半径越大，故：K>S>O>H，C不正确； D．K的氧化物溶于水且与水反应生成强碱KOH，S的氧化物溶于水且与水反应生成H2SO3或H2SO4，因此，氧化物溶于水所得溶液的pH的大小关系为K>S，D正确； 故选D。 9．A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的短周期主族元素，A与C可形成原子个数比为的18电子分子；B的简单氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，C的最外层电子数为E的最外层电子数的2倍；D的原子半径在同周期中最大；F是地壳中含量位于第二的元素。下列说法错误的是 A．B的最简单氢化物与其最高价氧化物对应的水化物反应可生成盐 B．简单氢化物的稳定性： C．F的氧化物可用来生产光导纤维 D．最高价氧化物对应水化物的碱性： 【答案】B 【分析】B的简单氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，则B的简单氢化物为NH3，B元素是N；F为地壳含量第二的元素，即F为Si；D的原子半径在同周期最大，则D为Na； A与C形成1:1的18电子分子，推断为H2O2，则A为H，C为O； C的最外层电子数6，E的最外层电子数为3，故E为Al。 【详解】A．B的最简单氢化物与其最高价氧化物对应的水化物分别为NH3与HNO3，NH3与HNO3反应生成NH4NO3，A正确； B．元素非金属性越强，则简单氢化物稳定性越强，因此稳定性H2O＞NH3，B错误； C．SiO2常用于生产光导纤维，C正确； D．元素金属性越强，则最高价氧化物对应水化物的碱性越强，因此NaOH碱性强于Al(OH)3，D正确； 故选B。 考点一 元素主要化合价、原子半径的变化规律 【例1】元素周期表隐含着许多信息和规律。以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。下列说法正确的是 元素代号 M R Q T X Y Z 原子半径/nm 0.037 0.186 0.074 0.102 0.150 0.160 0.099 主要化合价 +1 +1 -2 +6、-2 +3 +2 -1 A．T、Z的最高价氧化物对应水化物的酸性：T＞Z B．R、X、Y的单质中失电子能力最强的是X C．X与Z形成的是共价化合物 D．M、Q、Z都在第二周期 【答案】C 【分析】主族元素其最高正化合价与其族序数相等；最低化合价==族序数-8；同一主族元素原子半径随着原子序数增大而增大；同一周期元素原子半径随着原子序数增大而减小，由R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源，R2Q2为过氧化钠，则R为Na、Q为O元素；根据表中数据可知，M原子半径最小且位于第ⅠA族，M为H元素；T为S元素，X为A1元素，Y为Mg元素，Z为Cl元素，据此分析解答。 【详解】由上述分析可知：M是H，R是Na，Q是O，T是S，X是Al，Y是Mg，Z是Cl元素。 A．元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水合物酸性就越强。T是S，Z是Cl元素，二者是同一周期元素，元素的非金属性：S＜Cl，则其最高价氧化物的水合的物酸性：T(H2SO4)＜Z(HClO4)，A错误； B．元素的金属性越强，其单质失去电子能力就越强。 R是Na，X是Al，Y是Mg，元素的金属性：R＞Y＞X，所以三种元素单质制取电子能力最强的元素是R(Na)元素，B错误； C．X、Z形成的化合物是AlCl3，该物质分子中只含共价键，属于共价化合物，C正确； D．M、Q、Z分别是H、O、Cl元素，M位于第一周期、Q位于第三周期、Z位于第3周期，因此三种元素不是都位于第二周期，D错误； 故合理选项是C。 解题要点 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)。 ③H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.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+)。 【变式1-1】元素周期表隐含着许多信息和规律。以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。 元素代号 M R Q T X Y Z 原子半径／nm 0.037 0.186 0.074 0.102 0.150 0.160 0.099 主要化合价 +1 +1 －2 －2、+4、+6 +3 +2 －1 下列说法正确的是 A．T、Z的最高价氧化物对应水化物的酸性T<Z B．R、X、Y的单质失去电子能力最强的是X C．M与Q形成的是离子化合物 D．M、Q、Z都在第2周期 【答案】A 【分析】R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源，说明R为钠元素，Q为氧元素，其中T元素的主要化合价有－2、+4、+6，且半径大于氧原子，则T为硫元素；M元素的主要化合价为+1，且其原子半径比氧小，则M为氢元素；Z原子半径比氧大，主要化合价为-1，则为氯元素；X、Y两元素的主要化合价为+3、+2，原子半径比钠略小，则X、Y分别为铝、镁元素，据此分析可得结论。 【详解】A.由上述分析可知，T、Z分别为硫和氯元素，因氯元素的非金属性比硫强，所以其最高价氧化物对应水化物的酸性S<Cl，故A正确； B. 由上述分析可知，R、X、Y分别为钠、镁、铝三种金属元素，其金属性强弱为钠>镁>铝，则单质失去电子能力最强的是钠，故B错误； C. M与Q分别为氢和氧元素，它们之间形成的化合物为共价化合物，故C错误； D. 由上述分析可知，M、Q、Z分别为氢、氧、氯三种元素，分别位于周期表中的一、二、三周期，故D错误。 故答案选A。 【变式1-2】元素周期表隐含着许多信息和规律。以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。 元素代号 原子半径 0.037 0.186 0.074 0.102 0.150 0.160 0.099 主要化合价 、、 、 下列说法正确的是 A．、的最高价氧化物对应水化物的酸性大于 B．、、的单质与同浓度酸反应最剧烈的是 C．和的最高价氧化物对应水化物能发生反应 D．、、都在第二周期 【答案】C 【分析】R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源，说明R为钠元素，Q为氧元素，其中T元素的主要化合价有－2、+4、+6，且半径大于氧原子，则T为硫元素；M元素的主要化合价为+1，且其原子半径比氧小，则M为氢元素；Z原子半径比氧大，主要化合价为-1，则为氯元素；X、Y两元素的主要化合价为+3、+2，原子半径比钠略小，则X、Y分别为铝、镁元素，据此分析可得结论。 【详解】A．由上述分析可知，T、Z分别为硫和氯元素，因氯元素的非金属性比硫强，所以其最高价氧化物对应水化物的酸性S<Cl，A错误； B．由上述分析可知，R、X、Y分别为钠、镁、铝三种金属元素，其金属性强弱为钠>镁>铝，同浓度酸反应最剧烈的是R，B错误； C．和的最高价氧化物对应水化物分别是为Al(OH)3和NaOH，两者能发生反应Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]，C正确； D．由上述分析可知，M、Q、Z分别为氢、氧、氯三种元素，分别位于周期表中的一、二、三周期，D错误； 故选C。 考点二 同周期元素性质的递变规律 【例2】下列实验(室温)不能达到实验目的的是 选项 实验 实验目的 A 分别取大小相同的钠粒、钾粒投入等量水中，观察反应的剧烈程度 比较钠、钾原子的失电子能力强弱 B 将铝粉和镁块放入稀盐酸中，观察产生气泡的速率 验证铝、镁原子的失电子能力强弱 C 将少量溴水加入碘化钾溶液中，再加入CCl4振荡、静置，观察CCl4层颜色 比较溴单质和碘单质的氧化性强弱 D 向1 mol/L碳酸氢钠溶液中加入等量1 mol/L稀硫酸，观察是否有气体生成 比较硫和碳元素原子的得电子能力强弱 A．A B．B C．C D．D 【答案】B 【详解】A．金属活动性越强，其单质与水或酸发生反应就越剧烈。由于金属活动性：K＞Na，所以Na、K与水反应的剧烈程度：K＞Na，由此可比较钠、钾原子的失电子能力强弱，A正确； B．金属活动性：Mg＞Al，当金属的表面积等其它外界条件相同时，金属越活泼，其单质与酸反应越剧烈，但题干中不仅有金属种类不同，金属的形状也不同，因此金属与酸反应的接触面积不同，所以不能根据反应的剧烈程度比较铝、镁原子的失电子能力强弱，B错误； C．由于元素的非金属性：Br＞I，活动性强的可以将活动性弱的置换出来。Br2与KI发生置换反应产生I2，I2溶于CCl4使溶液变为紫色，因此比较溴单质和碘单质的氧化性强弱，C正确； D．酸性：H2SO4＞H2CO3，所以硫酸可以与NaHCO3发生反应产生CO2气体，因此可以通过该实验比较硫和碳元素废金属性的强弱，进而比较原子的得电子能力强弱，D正确； 故合理选项是B。 解题要点 周期表中位置 同周期(左→右) 原 子 结 构 核电荷数 依次增加 电子层数 相同 最外层电子数 依次增加 原子半径 逐渐减小 性 质 主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外) 最低负化合价＝ －(8－主族序数) 元素的金属性 和非金属性 金属性减弱，非金属性增强 最高价氧化 物对应水化物 的酸、碱性 最高价氧化物对应水化物的 碱（酸）碱性减弱（酸性增强） 气态氢化物 的稳定性 非金属气氢化物稳定性增强 原子得失 电子能力 原子得电子能力增强， 失电子能力减弱 【变式2-1】下列事实不能用元素周期律解释的是 A．溶液中加盐酸，产生气泡 B．可溶于过量溶液，不溶 C．气态氢化物的稳定性： D．从溶液中置换出 【答案】A 【详解】A．溶液中加盐酸，产生气泡，证明HCl的酸性强于H2CO3，但HCl不是Cl的最高价含氧酸，所以不能用元素周期律直接解释，故选A； B．Al(OH)3的两性是由于Al处于金属与非金属交界处，金属性弱于Mg，符合同周期金属性递减的规律，可用元素周期律解释，故不选B； C．O的非金属性强于S，故H2O稳定性强于H2S，可用元素周期律解释，故不选C； D．Cl的非金属性强于Br，Cl2的氧化性强于Br2，所以Cl2能置换Br2，可用元素周期律解释，故不选D； 选A。 【变式2-2】下列依据相关数据或事实作出的判断中，正确的是 A．根据元素原子得到电子数的多少，可以判断、元素非金属性的强弱 B．依据的燃烧热，可计算相同条件下的 C．依据，可判断非金属性： D．依据酸性：，可判断非金属性： 【答案】B 【详解】A．非金属性强弱应比较原子得电子能力而非数量，Cl得电子能力强于S，故A错误； B．利用C和CO的燃烧热是生成CO2的ΔH，通过盖斯定律可计算目标反应的ΔH，故B正确； C．该反应体现C的还原性不是非金属性，非金属性需比较最高价氧化物酸性或氢化物稳定性，故C错误； D．判断元素非金属性强弱可通过最高价氧化物对应水化物的酸性强弱比较，中As元素为+3价，不是最高价，依据的酸性强弱不能直接比较元素非金属性强弱，故D错误； 故选B。 考点三 同主族元素性质的递变规律 【例3】类比是推测物质性质的常用方法，下列有关性质类比正确的是 选项 性质 类比 A Na在O2中燃烧生成Na2O2 Li在O2中燃烧也生成Li2O2 B S、Cl两种元素为同周期相邻非金属性较强的元素，H2SO4为强酸 HClO4也是强酸 C Cl2可以从KBr溶液中置换出Br2 F2也可以从KBr溶液中置换出Br2 D 已知溶解度CaCO3<Ca(HCO3)2 溶解度Na2CO3<NaHCO3 A．A B．B C．C D．D 【答案】B 【详解】A． Li的活泼性小于Na，Li在O2中燃烧生成，故A错误； B．同周期从左到右元素非金属性递增，非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，氯的非金属性比硫强，则酸性：HClO4＞H2SO4，二者均为强酸，故B正确； C．F2通入KBr溶液中，先与水反应生成氢氟酸和氧气，F2不能从KBr溶液中置换出Br2，故C错误； D．溶解度Na2CO3＞NaHCO3，故D错误； 选B。 解题要点 周期表中位置 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 增大 电子层数 依次增加 最外层电子数 相同 原子半径 逐渐增大 性 质 主要化合价 相同，最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 和非金属性 金属性增强，非金属性减弱 最高价氧化 物对应水化物 的酸、碱性 最高价氧化物对应水化物的 碱（酸）碱性增强（酸性减弱） 气态氢化物 的稳定性 非金属气氢化物稳定性减弱 原子得失 电子能力 原子得电子能力减弱， 失电子能力增强 【变式3-1】已知下列反应： ①(冷暗处剧烈反应) ②(常温下剧烈反应) ③ 则F2、Cl2、Br2氧化性由强到弱的顺序是 A． B． C． D． 【答案】B 【详解】根据非金属单质与H2化合的难易程度可知，F2、Cl2、Br2反应越来越困难，说明非金属性F＞Cl＞Br，非金属性越强，其单质的氧化性越强，故可知氧化性由强到弱的顺序为：F2＞Cl2＞Br2，故答案为：B。 【变式3-2】由实验操作和现象，可得出相应正确结论的是 实验操作 现象 结论 A 向溶液中滴加过量氯水，再加入淀粉KI溶液 先变橙色，后变蓝色 氧化性： B 将铁锈溶于过量浓盐酸，滴入溶液 紫色褪去 铁锈中含有二价铁 C 将脱氧剂还原铁粉溶于盐酸中，再滴加溶液 溶液未变红 铁粉未变质 D 在水中分别放入绿豆大的金属钠和金属钾 钾与水反应更剧烈 金属性：K>Na A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【详解】A．NaBr溶液中滴加过量氯水，氯水把Br-氧化为Br2，氯水过量，再加入淀粉KI溶液，溶液变蓝，不能确定水氯水氧化的还是溴单质氧化的I-，不能得出氧化性强弱，A错误； B．盐酸中含有Cl-，Cl-也能与KMnO4溶液发生氧化还原反应，使高锰酸钾溶液褪色，不能确定有没有Fe2+，B错误； C．将脱氧剂还原铁粉溶于盐酸中，Fe可将Fe3+还原为Fe2+，溶液未变红不能说明铁粉未变质，C错误； D．在水中分别放入绿豆大的金属钠和金属钾，钾反应更剧烈说明其金属性大于钠，D正确； 故选D。 考点四 元素周期表的应用 【例4】碲被誉为工业维生素，其在元素周期表中的信息如图所示，下列说法错误的是 A．碲单质常温下为固态 B．碲位于元素周期表中第5周期ⅥA族 C．、、气态氢化物稳定性： D．碲位于周期表中金属与非金属交界处，可应用于半导体工业 【答案】C 【详解】A．氧族元素从上到下单质的熔沸点依次升高，常温下，S、Se单质都是固体，推测Te单质也是固体，A正确； B．根据序数52与同周期惰性气体54号元素Xe对比，确定Te在元素周期表位置是第五周期ⅥA族，B正确； C．同主族元素从上到下非金属性依次减弱，同周期元素从左到右非金属性依次增大，非金属性越弱，对应氢化物的稳定性越弱，稳定性顺序为，C错误； D．碲元素位于金属与非金属交界处，具有半导体性质，在半导体元器件工业生产中具有一定应用，D正确； 故选C。 解题要点 1、预测新元素：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索 2、启发人们在一定区域内寻找新物质 ①在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料 ②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药 ③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 3、预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 ②推测未知元素的某些性质 【变式4-1】下表中“方法导引”与示例不匹配的是 方法导引 示例 A 预测 Na、K都能与水反应，可以预测Cs能与水反应 B 化学实验设计 设计“不同价态含硫化合物的转化”实验，需要明确转化前后的含硫物质有哪些，选择合适的氧化剂或还原剂 C 控制变量 可以根据有机物发生的化学反应，了解其在有机转化(有机合成)中的作用 D 分类 根据CO2和SO2都属于酸性氧化物，推测SO2可以与NaOH溶液反应 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A．预测是根据同类物质性质推断未知反应，第IA族为碱金属元素(H除外)，同主族从上到下，金属性逐渐增强，Na、K与水反应剧烈，Cs与水反应更剧烈，A不符合题意； B．化学实验设计需明确转化物质及选择试剂，示例符合实验设计步骤，B不符合题意； C．控制变量法指改变单一变量观察影响，而“根据有机物发生的化学反应，了解其在有机转化(有机合成)中的作用”是通过反应了解物质作用，未涉及变量控制，C符合题意； D．分类法依据共同性质推断反应，CO2和SO2都属于酸性氧化物，CO2能和NaOH反应生成碳酸钠和水，推测SO2可以与NaOH反应合理，D不符合题意； 故选C。 【变式4-2】元素在周期表中的位置反映元素的原子结构和元素性质。下列说法正确的是 A．在过渡元素区域可以寻找优良的催化剂 B．IA族元素全部是金属元素，称为碱金属元素 C．核外电子排布相同的微粒化学性质也相同 D．主族元素的最高正价等于该元素原子的最外层电子数 【答案】A 【详解】A．过渡元素均是金属元素，该区域常用于寻找催化剂，如Fe、Pt等，A正确； B．IA族包含氢（非金属），并非全部是金属，B错误； C．电子排布相同的微粒（如F⁻、Ne、Na⁺）化学性质不同，C错误； D．主族元素最高正价通常等于最外层电子数，但O、F等例外，D错误； 故选A。 考点五 元素周期表与元素周期律的应用 【例4】短周期主族元素R、W、X、Y、Z的原子序数依次增大，R的最高价氧化物对应的水化物与其简单氢化物反应得到离子化合物，W的原子半径在短周期主族元素中最大，X是地壳中含量最多的金属，Y原子中M层比L层少2个电子。下列说法正确的是 A．简单离子半径： B．R能形成多种氧化物，都属于酸性氧化物 C．氧化物对应的水化物的酸性： D．工业上通过电解X的氯化物制备X单质 【答案】A 【分析】R的最高价氧化物对应水化物（HNO3）与简单氢化物（NH3）反应生成NH4NO3（离子化合物），故R为N，W的原子半径在短周期主族元素中最大，W为Na，X是地壳中含量最多的金属，X为Al，Y的M层比L层少2个电子（L层8e-，M层6e-），故Y为S，Z原子序数大于Y，Z为Cl，以此解题。 【详解】A．N3-、Na+、Al3+的电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，顺序为N3->Na+>Al3+，A正确； B．N的氧化物如NO、N2O不属于酸性氧化物，B错误； C．若比较最高价氧化物对应水化物（HClO4>H2SO4），结论成立，但题目未明确限定最高价，存在反例（如HClO酸性弱于H2SO3），C错误； D．工业制备铝是电解Al2O3而非AlCl3，D错误； 故选A。 解题要点 1. 2.元素“位—构—性”规律中的特例 ①绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H)无中子 ②元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始 ③所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多 ④非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体 ⑤氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价；在NaH中氢显－1价 【变式4-1】几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表： 元素代号 K L M Q R T N 原子半径/nm 0.183 0.160 0.143 0.102 0.089 0.074 0.152 主要化合价 +1 +2 +3 +6、-2 +2 -2 +1 下列叙述正确的是 A．K、L、M三种元素的金属性逐渐增强 B．在RCl2分子中，各原子均满足8电子的稳定结构 C．简单离子半径：Q>T>K>M D．N在T单质中燃烧所形成的化合物中含有非极性共价键和离子键 【答案】C 【分析】短周期元素，Q、T均有-2价，处于ⅥA族，Q有+6价气味原子半径Q＞T，故Q为S元素、T为O元素；L、R均有+2价，处于ⅡA族，原子半径L＞R，故L为Mg、R为Be；M有+3价，原子半径大于硫，故M为Al；K、N均有+1价，处于IA族，原子半径K＞N＞Al，故K为Na、N为Li,据此结合元素化合物的性质和元素周期律解答； 【详解】A．K(Na)、L(Mg)、M(Al)为同周期元素，金属性随原子序数增大而减弱，A错误； B．R为Be，BeCl2中Be的最外层仅4个电子，未满足8电子结构，B错误； C．Q(S2-)的电子层数最多，半径最大；T(O2-)、K(Na⁺)、M(Al³⁺)的电子层结构相同，核电荷数小的半径大，离子半径顺序为S2-＞O2-＞Na⁺＞Al³⁺，C正确； D．N(Li)在T(O2)中燃烧生成Li2O，仅含离子键，不含非极性共价键，D错误； 答案选C。 【变式4-2】元素X、Y、Z、M、W在周期表中的位置如下图所示。下列说法不正确的是 A．原子半径： B．是太阳能转换为电能的常用材料 C．酸性： D．常在过渡元素中寻找催化剂 【答案】B 【分析】根据元素X、Y、Z、W、M在元素周期表中的相对位置，可知 X为K、Y为Si、Z为Cl 、M为Se、W为Br。 【详解】A．电子层数越多，原子半径越大，同周期从左到右，元素原子半径逐渐减小，所以原子半径：K>Si>Cl，A正确； B．硅为半导体材料，是太阳能转化为电能的材料，而不是SiO2，B错误； C．非金属性：Z>W>M，对应最高价含氧酸酸性：HZO4>HWO4>H2MO4，C正确； D．过渡元素区元素大多数存在空轨道，可接受电子或电子对形成配合物，借助配体与受体的配位作用形成活性中间体，从而降低反应活化能，故一般在过渡元素中寻找催化剂，D正确； 答案选B。 基础达标 1．（23-24高一上·上海普陀·阶段练习）下列所列各项中，与元素的化学性质关系最密切的是 A．元素的相对原子质量 B．元素的核电荷数 C．原子的核外电子数 D．原子的最外层电子数 【答案】D 【详解】元素性质与原子核外电子的排布，特别是最外层上的电子数目有密切关系，决定元素化学性质的是最外层电子数，故选 D。 2．（22-23高一上·天津河西·期末）下列关于元素周期表的说法中，正确的是 A．元素周期表共有7个周期16个族 B．最外层电子数相同的元素都在同一族 C．第ⅠA族都是金属元素，过渡元素都是金属元素 D．元素周期表是按照元素的相对原子质量大小排列而成的 【答案】A 【详解】A．元素周期表中有7个横行，每个横行代表一个周期，共七个周期；共18个列，除8、9、10三个列为一族，其余每个列一族，共7个主族、7个副族、一个0族，一个Ⅷ族，16个族，故A正确； B．原子的核外电子排布和性质有明显的规律性，科学家们是按原子序数递增排列，将电子层数相同的元素放在同一行，将最外层电子数相同的元素放在同一列，但是稀有气体元素中He在外层2个电子，其余为8，故B错误； C．第ⅠA族存在H、Li、Na、K、Rb、Cs、Fr七种元素，其中H为非金属元素，故C错误； D．原子的核外电子排布和性质有明显的规律性，科学家们是按原子序数递增排列，故D错误； 故选A。 3．（23-24高一下·上海·期中）在周期表中硒的左右分别为砷和溴，下列说法正确的是 A．的最高价含氧酸一定是一元酸 B．这三种元素的最高价氧化物对应的水化物中，的酸性最弱 C．微粒半径 D．可以从溶液中置换出 【答案】C 【详解】A．的最高价含氧酸为H3AsO4，为三元酸，A错误； B．同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，这三种元素的最高价氧化物对应的水化物中，的酸性最强，B错误； C．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；微粒半径，C正确； D．的非金属性弱于溴单质，不可以从溶液中置换出，D错误； 故选C。 4．（22-23高一上·辽宁锦州·期末）根据元素在周期表中的位置和结构特点，可以预测元素的性质。下列推测不合理的是 A．若X+和Y2-的核外电子层结构相同，推测原子序数：X＞Y B．碘(I)是位于第五周期的卤族元素，推测AgI是有色且难溶于水的固体 C．Cs和Ba分别位于第六周期第ⅠA族和第ⅡA族，推测碱性：CsOH＞Ba(OH)2 D．由水溶液的酸性：HCl＞H2S，推测元素的非金属性：Cl＞S 【答案】D 【详解】A．X+是X失去电子得到，Y2-是Y得到电子，核外电子层结构相同，说明原子序数X＞Y，A正确； B．卤族元素与Ag形成的化合物自上而下颜色加深，溶解性减小，推测AgI是有色且难溶于水的固体，B正确； C．Cs的金属性强于Ba，其最高价氧化物对应的水化物碱性大，碱性：CsOH＞Ba(OH)2，C正确； D．氢化物的酸性强弱不能用于判断元素的非金属性，D错误； 故选D。 5．（25-26高一上·上海·阶段练习）下列符号所表示的微粒中，具有相似化学性质的是 A．①和② B．①和③ C．②和③和④ D．①和②和③ 【答案】B 【详解】由微粒结构示意可知，①为氧原子、②为氖原子、③为硫原子、④为钠原子，同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似，则具有相似化学性质的是①和③，故选B。 6．（24-25高一上·上海静安·期末）关于卤素X(X=F、Cl、Br、I)的性质，以下说法正确的是 A．X2都可以与水反应生成HX和HXO B．随着X原子核电荷数的增加，X2的熔沸点逐渐升高 C．随着X原子核电荷数的增加，X2与H2化合的程度逐渐增强 D．随着X原子核电荷数的增加，X-的还原性逐渐减弱 【答案】B 【详解】A．氟气与水反应生成氧气和HF，故A错误； B．随着核电荷数增大，单质的相对分子质量增大，分子间作用力增大，单质的熔沸点升高，故B正确； C．随着核电荷数增大，原子半径增大，形成的氢卤键键能减小，导致X2与H2化合的程度逐渐减弱，故C错误； D．随着核电荷数增大，卤素原子对最外层电子的吸引能力逐渐减小，导致单质的氧化性逐渐减弱，对应X-的还原性逐渐增强，故D错误； 故选B。 7．（24-25高一上·上海·阶段练习）下列关于卤族元素性质变化规律的说法中，错误的是 A．酸性： B．氧化性： C．热稳定性： D．沸点： 【答案】C 【详解】A．同主族从上至下元素非金属性逐渐减弱，元素非金属性越弱，最高价氧化物对应水化物的酸性越弱，非金属性：Cl>Br>I，故酸性：，A正确； B．同主族从上至下元素非金属性逐渐减弱，元素非金属性越强，单质氧化性越强，非金属性：Cl>Br>I，故氧化性：，B正确； C．元素非金属越强，元素的简单氢化物稳定性越强，非金属性：Cl>Br>I，故稳定性：，C错误； D．卤素单质的熔沸点自上而下是逐渐升高，D正确； 答案选C。 8．（23-24高一上·上海·期末）以下关于氟、氯、溴、碘的性质叙述错误的是 A．、、均为不溶于水的沉淀 B．按、、的顺序，单质的颜色逐渐加深 C．单质、、中，氧化性最强的是 D．单质、、中，熔沸点最高的 【答案】C 【详解】A．AgCl、AgBr、AgI均为不溶于水的沉淀，分别为白色沉淀、淡黄色沉淀、黄色沉淀，A正确； B．按Cl2、Br2、I2的顺序，单质的颜色依次为黄绿色、深红棕色、紫黑色，则颜色逐渐加深，B正确； C．Cl、Br、I的非金属性依次减弱，所以单质Cl2、Br2、I2中，氧化性最强的是Cl2，C错误； D．单质Cl2、Br2、I2依次为气体、液体、固体，所以熔沸点最高的是I2，D正确； 故选C。 9．（22-23高一下·上海浦东新·期中）下列卤素性质叙述中错误的是 A．的单质颜色逐渐变深 B．氯气易液化，碘单质易升华 C．的熔沸点依次增大 D．的还原性逐渐减弱 【答案】D 【详解】A．卤素单质Cl2、Br2、I2的颜色分别为黄绿色、红棕色、紫色，逐渐加深，A正确； B．氯气常温下为气体，易液化，碘单质为固体，熔点与沸点相接近，易升华，B正确； C．单质Cl2、Br2、I2均是分子晶体，相对分子质量越大熔沸点越高，所以的熔沸点依次增大，C正确； D．同主族元素从上到下元素的非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强，所以的还原性逐渐增强，D错误； 答案选D。 10．（23-24高一下·上海闵行·期末）下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．非金属性：F>O>N B．碱性：KOH>NaOH>LiOH C．热稳定性： D．酸性： 【答案】D 【详解】A．同周期主族元素从左向右非金属性增强，则非金属性：F＞O＞N，能用元素周期律解释，故A不符合题意； B．同主族从上到下金属性增强，金属性为K＞Na＞Li,则碱性：KOH＞NaOH＞LiOH，能用元素周期律解释，故B不符合题意； C．非金属性为O＞S＞Si,则热稳定性：H2O＞H2S＞SiH4，能用元素周期律解释，故C不符合题意； D．同周期主族元素从左向右非金属性增强，非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，则酸性：HClO4＞H2SO4＞H2SiO3，H2SO3不是最高价含氧酸，不能用元素周期律解释，故D符合题意； 故选：D。 11．（23-24高一下·上海·期末）分子由C、H、O、N和P组成。下列说法错误的是 A．由短周期元素组成 B．酸性： C．热稳定性： D．原子半径： 【答案】C 【详解】A．C、H、O、N和P均为短周期元素，所以DNA由短周期元素组成，A正确； B．非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，所以酸性：HNO3>H2CO3，B正确； C．非金属性越强，简单氢化物稳定性越强，所以热稳定性：PH3＜NH3，C错误； D．对于主族元素，同周期从左往右，原子半径在减小，所以原子半径：N>O，D正确； 故选C。 12．（24-25高一上·上海·期末）下列物质性质的差异可以用元素周期律解释的是 A．酸性： B．密度： C．稳定性： D．沸点： 【答案】C 【详解】A．H2SO4是强酸，HClO是弱酸，但HClO不是氯元素的最高价含氧酸，不能用元素周期律解释，故A不选； B．碱金属的密度呈递增趋势，但钠、钾反常，密度大小：Na＞K＞Li，不能用元素周期律解释，故B不选； C．同一主族，从上到下，非金属性减弱，氢化物稳定性减弱，所以稳定性：，能用元素周期律解释，故C选； D．氨气分子间存在氢键，沸点较高，不能用元素周期律解释，故D不选； 故选：C。 13．（23-24高一下·北京·阶段练习）下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是    族 周期 2 丙 丁 3 甲 乙 戊 己 A．戊的氢化物比丁的氢化物稳定 B．甲、乙、戊三种元素的原子半径：戊>乙>甲 C．六种元素中，丙元素单质的化学性质最活泼 D．丙、戊、己的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强 【答案】D 【分析】根据周期表位置关系可知甲乙丙丁戊己分别为Na、Mg、C、O、S、Cl。 【详解】A．非金属性：O>S，非金属性越强，对应的氢化物热稳定性越强，故戊的氢化物H2S比丁的氢化物H2O更不稳定，A错误； B．同周期主族元素原子半径从左往右原子半径递减，故甲、乙、戊三种元素的原子半径：Na> Mg >S，B错误； C．六种元素中，丁元素单质氧气的化学性质最活泼，C错误； D．非金属性越强，对应的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，因非金属性：Cl >S>C，故丙、戊、己的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强，D正确。 故选D。 14．（24-25高一上·四川成都·期末）X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素。X元素能形成两种存在于自然界中的气体单质，Y原子内层与最外层电子数之比为10：1，Z的最高化合价为+6价。下列说法正确的是 A．简单气态氢化物的稳定性： B．原子得电子能力： C．简单离子的半径： D．的最高价含氧酸酸性是短周期元素中最强的 【答案】A 【分析】X元素能形成两种存在于自然界中的气体单质，X为O，Y原子内层与最外层电子数之比为10：1，Y为Na，Z的最高化合价为+6价，Z为S，因此X、Y、Z分别为O、Na、S。 【详解】A．非金属性越强，简单气态氢化物的稳定性越强，非金属性O＞S，因此稳定性H2O＞H2S，A正确； B．非金属性越强，原子得电子能力越强，非金属性O＞S，因此得电子能力S＜O，B错误； C．核外电子排布相同时，原子序数越大半径越小，因此半径Na+＜O2-，C错误； D．S的最高价含氧酸是H2SO4，非金属性Cl＞S，因此短周期中最高价含氧酸酸性最强的是HClO4（非金属最强的F元素没有最高价含氧酸），D错误； 故选A。 15．（24-25高一上·浙江金华·期末）目前“北京时间”授时以55号Cs原子钟为基准，已知Cs的最外层电子数是1，下列说法不正确的是 A．Cs是第六周期第ⅠA族元素 B．Cs单质还原性强于K C．CsOH为强碱 D．的中子数为133 【答案】D 【详解】A．Cs为碱金属元素，位于第六周期第ⅠA族，A正确； B．同主族元素自上而下金属性增强，金属性Cs>K，Cs还原性强于K，B正确； C．同主族元素自上而下金属性增强，金属性Cs>Na，NaOH为强碱，故CsOH也为强碱，C正确； D．的中子数为133−55=78，D错误； 故选D。 综合应用 16．（22-23高一下·上海宝山·期末）19世纪初，许多新的元素被相继发现，化学家开始关注这些元素在化学性质和物理性质上的相似性和递变性。下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．酸性： B．熔点： C．热稳定性： D．非金属性： 【答案】B 【详解】A．酸性：，最高价含氧酸的酸性强弱与非金属性强弱一致，A正确； B．熔点：，这是由于晶体类型不同引起的，无法利用元素周期律进行解释，B错误； C．热稳定性：，简单气态氢化物的热稳定性与非金属性一致，C正确； D．非金属性：，同一周期元素从左到右元素非金属性依次增强，D正确； 故选B。 17．（22-23高一上·上海浦东新·期末）下列事实正确，且能用于判断氯、硫非金属性强弱的是 A．酸性：HCl>H2S B．还原性：S2->Cl- C．沸点：S>Cl2 D．热稳定性：H2S>HCl 【答案】B 【详解】A．是无氧酸，根据最高价含氧酸的酸性强弱判断元素非金属性强弱，故不选A； B．元素非金属性越强，其单质氧化性越强；还原性，则氧化性，能说明氯的非金属性大于硫，故选B； C．单质的熔沸点与元素非金属性无关，故不选C； D．元素非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，热稳定性应该是： HCl>H2S，故不选D； 综上所述，选B。 18．（24-25高一上·上海·期末）卤族元素包括氟、氯、溴、碘、砹，同属于周期表中ⅦA族，简称卤素。 (1)下列关于卤族元素的说法正确的是___________。 A．最高正价均为+7价 B．卤族元素的单质只有氧化性，且氧化性顺序为F2>Cl2>Br2>I2 C．从HF、HCl、HBr、HI的酸性递增的事实，推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律 D．卤素单质与H2化合的难易程度按F2、Cl2、Br2、I2的顺序由易变难 (2)试推测砹(At)的化合物不可能具有的性质___________。 A．HAt受热很难分解 B．AgAt是不溶于水的有色固体 C．相同条件下HAt的还原性比HCl弱 D．由KAt的水溶液制备砹的化学方程式为 (3)从原子结构角度解释：分子稳定性HF>HCl>HBr>HI， 。 在酸性条件下，KBrO3能将KI氧化成KIO3，其本身被还原为Br2；KIO3能将I-氧化为I2，也能将Br-氧化成Br2，其本身被还原为I2。向盛有30 mL 0.2 mol·L-1 KI溶液的锥形瓶中依次滴入几滴淀粉溶液和足量稀硫酸，再逐滴加入KBrO3溶液，随着KBrO3溶液滴入，溶液由无色变为蓝色并逐渐加深，且一段时间保持不变。继续向上述溶液中滴入KBrO3溶液，溶液的蓝色逐渐褪去。 (4)Br2、、I2、白的氧化性由强到弱的顺序为 。 (5)基于上述顺序，溶液颜色几乎保持一段时间不变时，发生的离子反应方程式为___________。 A． B． C． D． (6)当溶液蓝色完全褪去时，整个反应共消耗的n(KBrO3)= mol。 【答案】(1)D (2)AC (3)氟、氯、溴、碘、具有相同的最外层电子数，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子对核外电子的吸引能力逐渐减弱，得电子能力减弱，非金属性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱 (4)>>Br2>I2 (5)C (6) 【详解】（1）A．F没有正价，A错误； B．氯气、溴、碘既有氧化性又有还原性，B错误； C．F、Cl、Br、I的非金属性逐渐减弱，但HF、HCl、HBr、HI的酸性逐渐增强，非金属越强，则其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，C错误； D．元素的非金属性越强，其单质与氢气越容易化合，非金属性F>Cl>Br>I，所以卤素单质与氢气化合按F2、Cl2、Br2、I2的顺序由易变难，D正确； 故选D； （2）A．在卤族元素中，砹的非金属性最弱，碘化氢不稳定易分解，砹化氢的稳定性更差、更易分解，A错误； B．卤族元素对应的AgX，除AgF溶于水或稀HNO3外，其它AgX都不溶于水，且从AgCl→AgBr→AgI的溶解度降低，颜色加深，B正确； C．同主族从上往下非金属性减弱，其氢化物的还原性增强，则相同条件下HAt的还原性比HCl强，C错误； D．同主族从上往下非金属性减弱，故氧化性Br2>At2，由KAt的水溶液制备砹的化学方程式为，D正确； 故选AC； （3）非金属性越强，其氢化物越稳定，从原子结构角度分析为：氟、氯、溴、碘、具有相同的最外层电子数，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子对核外电子的吸引能力逐渐减弱，得电子能力减弱，非金属性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱； （4）在酸性条件下，KBrO3能将KI氧化成KIO3，该过程中氧化剂是KBrO3，氧化产物是KIO3，KIO3能将I-氧化为I2，该过程中氧化剂是KIO3，氧化产物是I2，KIO3也能将Br-氧化成Br2，该过程中氧化剂是KIO3，氧化产物是Br2，根据氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性同时结合，非金属性Br大于I，非金属性越强，则其单质的氧化性越强，故Br2、、I2、白的氧化性由强到弱的顺序为>>Br2>I2； （5）溶液颜色几乎保持一段时间不变时，说明此时单质碘没有参加反应，即和碘离子反应时，被还原为溴离子，则此时应该是和溴离子的反应，方程式为：，故选C； （6）结合第4问可知氧化性顺序为>>Br2>I2，则当溶液蓝色完全褪去时，此时被还原的产物为Br2，碘离子被氧化为，碘离子的物质的量n(I-)=30mL×10-3L/ mL×0.2 mol·L-1=6×10-3mol，共失电子n(e-)=6×10-3mol×6=3.6×10-2mol，则整个反应共消耗的n(KBrO3)=； 19．（23-24高一上·上海·期末）卤素单质及其化合物是重要的化工原料，用途广泛。 (1)下列关于卤素及其相关物质的说法不正确的是___________。 A．卤素就是氯、溴、碘 B．氯、溴、碘单质颜色逐渐加深 C．HCl、HBr、HI还原性逐渐增强 D．卤化银都易见光分解 (2)已知常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出氯气，现按下图进行卤素的性质实验。玻璃管内装有分别滴有不同溶液的白色棉球，反应一段时间后，对图中指定部位颜色描述正确的是 。 ① ② ③ ④ A 黄绿色 橙色 蓝色 白色 B 无色 橙色 紫色 白色 C 黄绿色 橙色 蓝色 无色 D 黄绿色 无色 紫色 白色 (3)下列关于含卤素物质的实验，说法正确的是___________。 A．氢气在氯气中燃烧，有苍白色烟雾生成 B．溴水中加入苯振荡，静置后液体分两层，下层为红棕色 C．碘化钾中加入溴水，溶液变黄，说明碘被置换出来 D．卤水都有颜色，都呈酸性 (4)取等浓度的NaBr、NaI的混合溶液，加入一定量氯水后溶液中溶质的情况可能是___________。 A．NaBr、NaI、NaCl B．NaBr、NaI、NaCl、Br2 C．NaI、NaCl、Br2 D．NaBr、NaCl、I2 (5)将22g NaCl和NaBr的混合粉末溶于水，配成100mL溶液，向溶液中通入足量的Cl2后，将溶液蒸干，得到干燥固体的质量为17.55g，求： ①参加反应中的Cl2在标准状况下的体积为 。 ②原混合物中NaCl的物质的量的百分含量为 。(用小数表示，精确到0.01) 【答案】(1)AD (2)A (3)CD (4)D (5) 1.12L 0.53 【详解】（1）A．卤素是卤族元素的简称，包含氟、氯、溴、碘、砹，故A错误； B．氯、溴、碘单质颜色逐渐加深，故B正确； C．Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱，HCl、HBr、HI还原性逐渐增强，故C正确； D．AgF易溶于水且见光不易分解，故D错误； 答案选AD； （2）常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出Cl2，①处充满黄绿色Cl2； 氯气进入玻璃管后与②处NaBr溶液发生置换反应生成Br2，白色棉球变为橙色； 氯气和③处KI溶液反应置换出I2，遇淀粉变蓝； ④处利用氯气与碱液反应进行Cl2的尾气吸收，尽管反应生成的物质均为无色，但棉球本身是白色的，所以④处的颜色为白色。 故选：A； （3）A．氢气在氯气中燃烧产生苍白色雾，生成有刺激性气味的气体，故A错误； B．溴易溶于苯，与水分层，且水在下层，下层为无色，现象不合理，故B错误； C．碘化钾中加入溴水，溶液变黄，说明碘被置换出来，故C正确； D．F2与水会生成氢氟酸，氯气、溴单质、碘单质与水反应都生成卤化氢和次氯酸，溶液均显酸性，故D正确； 答案为CD； （4）等浓度的NaBr、NaI的混合溶液，加入一定量氯水，I-先反应为碘单质，Br-后反应为溴单质； A．加入氯水，碘离子一定会反应，故有碘单质，故A错误； B．Br2生成了，说明碘离子一定反应完了，没有NaI，故B错误； C．Br2生成了，说明碘离子一定反应完了，没有NaI，故C错误； D．加入适量氯水时，碘离子刚好被完全氧化为I2，则此时溶液中溶质为NaBr、NaCl、I2，故D正确。 答案为D； （5）设混合物中NaBr的质量为m，消耗的Cl2的物质的量为n，则： ①有，n=0.05mol，故在标准状况下的体积为0.05mol=1.12L； ②m==10.3g，则混合物中NaCl质量为22g-10.3g=11.7g，质量分数为0.53。 20．（24-25高一上·上海·期末）嫦娥五号探测器带回的月壤，经分析发现其构成与地球土壤类似。土壤中含有的W、X、Y、Z为1～18号元素中的四种，且原子序数依次增大，最外层电子数之和为15，其中W的最外层电子数是内层电子总数的3倍，X、Y、Z原子序数是连续的。 (1)写出W元素的简单离子的电子式 ，Y元素原子的结构示意图 。 (2)Z元素在自然界中有三种稳定的同位素，相关信息如下： 核素符号 相对原子质量 丰度(%) 28Z 27.977 92.23 29Z 28.976 4.67 30Z 29.974 3.10 ①Z元素的相对原子质量为 (计算结果保留两位小数，下同)，12g中29Z的质量为 。 ②我国天问一号就含有大量的Z元素，请根据物质的分类，写出一条Z的氧化物反应的化学方程式： 。 【答案】(1) (2) 28.09 0.26g 【分析】W、X、Y、Z为1～18号元素中的四种，且原子序数依次增大，最外层电子数之和为15，X，Y，Z原子序数是连续的，W的最外层电子数是内层电子总数的3倍，W为O元素；设X的最外层电子数为x，则x+x+1+x+2+6=15，整理可得：3x=6， x=2，结合原子序数可知X为Mg，Y为Al，Z为Si，综上所述，X为Mg，Y为Al，Z为Si，W为O元素，据此回答； 【详解】（1） W为O元素，最外层有8个电子，故其电子式为；Y元素为Al元素，是13号元素，其原子结构示意图为，故答案为：；； （2）①依据定义，元素的相对原子质量等于其各天然核素的相对原子质量与其丰度的乘积之和，则Z元素的相对原子质量的计算式：27.977×92.23%＋28.976×4.67%＋29.974×3.10%=28.09；12g 中的质量为，故答案为：28.09；0.26g； ② Z为Si，其氧化物为SiO2，SiO2为难溶于水的氧化物，可以与氢氧化钠溶液反应生成硅酸钠和水，对应化学方程式为，故答案为：。 拓展培优 21．（23-24高一上·上海闵行·阶段练习）工业上制取碳化硅的化学方程式为：。 (1)下列关于的说法正确的是___________。 A．摩尔质量是60 B．中含有 C．中含有个氧原子 D．质量是 (2)请写出的化学式 。若反应中生成，则其中含有 个碳原子；生成的同时，生成X气体的体积在标准状况下为 L。上述反应中的某元素，其原子最外层电子数是其核外电子层数3倍，则其简单离子的电子式为 ，请写出与它具有相电子数的三核微粒的化学式 。 (3)硅元素存在多种同位素，已知三种天然稳定同位素的数据如下： 硅的同位素 同位素的相对原子质量 自然界中各同位素原子的丰度 27.977 92.23% 28.976 4.67% 29.974 3.10% 的原子的中子数为 ，原子结构示意图为 ，电子式为 。请列出硅元素的相对原子质量的计算式 。 (4)下列有关硅的说法正确的是___________。 A．由变为的变化是化学变化 B．的近似相对原子质量为28 C．比原子核外多两个电子 D．硅元素的两种单质无定形硅和晶体硅互为同素异形体 (5)“天问一号”采用了我国自主研制的高性能碳化硅增强铝基复合材料。复合材料所涉及元素中，某元素原子核外的M层上有3个电子，则其离子结构示意图为 ；复合材料中有两种元素化学性质相似，它们是 。 【答案】(1)C (2) (3) 15 27.977×92.23%+28.976×4.67%+29.974×3.10% (4)D (5) 、 【详解】（1）A．摩尔质量是28+32=60g/mol，故A错误； B．中含有2molO原子，不含O2，故B错误； C．中含有1.5×2×6.02×1023=个氧原子，故C正确； D．质量是60g，故D错误； 故答案为：C； （2）据质量守恒可知，的化学式为；的物质的量为，其中含有个碳原子；生成的同时，生成CO气体的物质的量为0.2mol，其体积在标准状况下为0.2mol ×22.4L/mol=4.48L；上述反应中的元素有Si、O、C，原子最外层电子数是其核外电子层数3倍的元素为O元素，其简单离子的电子式为，与它具有相同电子数的三核微粒的化学式为； （3）的原子的中子数为29-14=15，原子结构示意图为，电子式为；元素的相对原子质量等于其各天然核素的相对原子质量与其丰度的乘积之和，则硅元素的相对原子质量的计算式为：27.977×92.23%+28.976×4.67%+29.974×3.10%； （4）A．28Si转化为29Si只有中子数发生了变化，化学变化研究的最小粒子是原子，因此原子核内的变化不属于化学变化，A错误； B．的近似相对原子质量等于其质量数，为29，B错误； C．与原子核外的电子数相等，均为14，C错误； D．无定形硅和晶体硅是硅元素形成的两种单质，所以无定形硅和晶体硅互为同素异形体，故D正确； 故答案为：D； （5） 碳化硅增强铝基复合材料所涉及元素有C、Si、Al，其中元素原子核外的M层上有3个电子的元素为Al，其离子结构示意图为；复合材料中C、Si两种元素同主族，化学性质相似。 22.（24-25高一上·上海·期中）2024年5月28日，“神舟十八号”乘组圆满完成第一次出舱活动，在空间站机械臂和地面科研人员的配合支持下，完成了空间站空间碎片防护装置安装、舱外设备设施巡检等任务。“神舟十八号”采用了我国自主研制的高性能碳化硅增强铝基复合材料。工业上制取碳化硅的化学反应方程式为：SiO2 + 3CSiC + 2X↑，回答下列问题。 （1）X按物质类别属于___________。 A．酸 B．盐 C．电解质 D．氧化物 （2）若生成4g碳化硅，生成X气体的体积在标准状况下为 L。 （3）上述材料所涉及元素中，某元素原子核外的M层上有3个电子，则其离子结构示意图为 。某元素的最外层电子数是其核外电子层数3倍，则其简单离子的电子式为 ，请写出与它具有相同电子数的四核微粒的化学式 。 （4）硅元素存在多种同位素。已知三种天然稳定同位素的数据如下： 硅的同位素 同位素的相对原子质量 自然界中各同位素原子的丰度 28Si 27.977 92.23% 29Si 28.976 4.67% 30Si 29.974 3.10% 决定元素种类的微粒是 。请列出硅元素的相对原子质量的计算式 。放射性同位素在实际生活中有许多方面的用途，请列举一条 。 【答案】D 4.48 NH3或H3O+ 质子 27.977×92.23%+28.976×4.67%+29.974×3.10% 2H、3H用于核聚变，14C用于文物年代断代，18O用于示踪原子，金属制品缺陷探测、食物保鲜、辐射育种、肿瘤诊断治疗、探究反应机理等 【分析】根据质量守恒定律，SiO2 + 3CSiC + 2X↑，X是CO。 （1）按物质类别，CO属于氧化物，选D； （2）4g碳化硅的物质的量为0.1mol，根据SiO2 + 3CSiC + 2CO↑，生成0.1molSiC的同时生成0.2molCO，生成CO气体的体积在标准状况下为0.2mol×22.4L/mol=4.48L。 （3）原子核外的M层上有3个电子的元素为Al元素，则Al3+结构示意图为。最外层电子数是其核外电子层数3倍，该元素是O元素，则其简单离子的电子式为，与O2-它具有相同电子数的四核微粒的化学式为NH3或H3O+。 （4）决定元素种类的微粒是质子数。硅元素的相对原子质量的计算式27.977×92.23%+28.976×4.67%+29.974×3.10%。放射性同位素在实际生活中的用途有：2H、3H用于核聚变，14C用于文物年代断代，18O用于示踪原子，金属制品缺陷探测、食物保鲜、辐射育种、肿瘤诊断治疗、探究反应机理等。 23.（24-25高一上·上海·期中）一种用于“点击化学”的新化合物由四种前20号元素组成，且原子序数依次增大。X原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，原子最外层电子数相同；Y元素的负离子核外电子排布和氖原子相同，Y原子的最外层电子数与W原子的核外电子总数相等。 （1）Y原子的结构示意图为 ，W离子的电子式是 。 （2）比较微粒半径大小(选A表示“>”、B表示“=”或C表示“<”)： X原子 Z原子，X离子 Y离子。 （3）含W元素的离子有 (写出1种化学式，下同)，除含X元素外，还含一种元素的微粒有 。 我国科学家也合成了一种点击化学试剂，其中M可分别与形成原子个数为3、4、6的分子。的衰变方程为，以上元素均为前20号元素。 （4）Y元素的简单氢化物属于___________。 A．强电解质 B．弱电解质 C．非电解质 D．既不是电解质也不是非电解质 （5）下列说法正确的是___________。 A．W的最高价氧化物对应的水化物和其简单氢化物能发生化学反应 B．和互为同素异形体 C．M原子可以通过得电子的方式形成稳定结构 D．形成的简单离子的还原性： （6）含Z元素的含氧酸且为弱酸的化学式 (写出一种即可，下同)，含W元素的一种酸式盐，受热分解后无固体物质剩余，该酸式盐的化学式为 。 （7）Z单质熔融后加入分散剂，高速搅拌、研磨后离心分离得到上层Z单质的黄褐色透明分散系，上述过程属于 变化(选A表示“物理”或B表示“化学”)，快速确定该分散系种类的操作及现象为 。 【答案】 C A 或 H2O2 B AC 等 等 A 用一束光从侧面照射该分散系，若产生光亮的通路，则证明该分散系为胶体，若没有产生光亮的通路，则证明该分散系为溶液 【分析】W、X、Y、Z四种前20号元素，且原子序数依次增大。X原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，则X为氧元素，X、Z原子最外层电子数相同，则Z为硫元素，Y元素的负离子核外电子排布和氖原子相同，且Y原子序数大于氧元素，Y为氟元素。Y原子的最外层电子数与W原子的核外电子总数相等，则W为氮元素。综上所述，W、X、Y、Z分别为N、O、F、S； M可分别与形成原子个数为3、4、6的分子，的衰变方程为，则M为H，X的质量数为16，则X为O，b=8，则Y为F，Z为S，W为N，据此回答。 （1）Y为F，其原子的结构示意图为：，W是N，其离子的电子式是：； （2）X为O 、Z为S，O、S同主族S 比O电子层数多一层，所以原子半径Z大于X，故选C；X为O、 Y为 F，和有着相同的电子层结构，F的核电荷数更大，所以半径更小，故选A； 28．含N元素的10电子离子有：、；除含O元素外，还含一种元素的18电子微粒有：H2O2； （3）Y元素为F元素，F元素的简单氢化物为HF，为一元弱酸，能部分电离出氢离子和氟离子，属于弱电解质，故选B； （4）A. W为N元素，N的最高价氧化物对应的水化物为硝酸，其简单氢化物为氨气，两者能发生反应生成硝酸铵，A正确； B. 同素异形体是由同种元素构成的不同单质，不是单质，B错误； C. M原子为H原子，可以通过得到电子变成H-而形成稳定结构，C正确； D. S的非金属性弱于O，故形成的简单离子的还原性：，D错误； 选AC。 （5）含S元素的含氧酸且为弱酸的有等，受热分解为氨气、水和二氧化碳，受热分解后无固体物质剩余，该酸式盐的化学式为； （6）S单质熔融后加入分散剂，高速搅拌、研磨后离心分离得到上层S单质的黄褐色透明分散系，由于这个过程中没有新物质生成，故上述过程属于物离变化，故选A；该分散系可能为溶液、胶体，用一束光从侧面照射该分散系，若产生光亮的通路，则证明该分散系为胶体，若没有产生光亮的通路，则证明该分散系为溶液。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $