1.3 元素周期律（专项训练）化学沪科版选择性必修2

1.3 元素周期律 题型01 核外电子排布与周期的划分 题型02 核外电子排布与族的划分 题型03 元素周期表的分区 题型04 原子半径变化规律及应用 题型05 第一电离能变化规律及应用 题型06 电负性变化规律及应用 题型07 元素“位一构一性”的综合应用 题型01 核外电子排布与周期的划分 周期划分本质：元素周期表的周期数与原子的电子层数（能层数）直接相关，周期序数 = 原子的电子层数（n）。 各周期与能级填充的关联： 第 1 周期：仅填充 能级，对应电子层数 n=1。 第 2 周期：填充 、 能级，对应电子层数 n=2。 第 3 周期：填充 、 能级，对应电子层数 n=3。 第 4、5 周期：分别填充 → → 、 → → 能级，电子层数 n 分别为 4、5（含能级交错）。 第 6、7 周期：包含 f 区元素，分别填充 6s→4f→5d→6p、7s→5f→6d→7p 能级，电子层数 n 分别为 6、7。 周期元素种类数：各周期元素种类数与对应能级组可容纳的最多电子数一致，即每个周期的元素种类数 = 该周期对应能级组的最大电子容量。 【典例1】下列说法不正确的是 A．按照核外电子排布，可把元素周期表划分为4个区，Se位于元素周期表p区 B．Se的第二电离能小于As的第二电离能 C．硒的两种含氧酸的酸性强弱为大于 D．Se=O较S=O不稳定，因为键长Se=O>S=O，键重叠程度小 【变式1-1】主族元素在周期表的位置取决于该元素原子的 A．原子序数和最外层电子数 B．相对原子质量和核外电子数 C．电子层数和最外层电子数 D．质量数和核外电子排布 【变式1-2】X2+的核外电子排布为2、8，则X元素在周期表中的位置是 A．第三周期第0族 B．第三周期第ⅡA族 C．第三周期第ⅥA族 D．第四周期第ⅡA族 【变式1-3】元素的性质呈现周期性变化的根本原因是 A．元素的相对原子质量的递增 B．元素的原子半径呈现周期性变化 C．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 D．元素的金属性和非金属性呈现周期性变化 题型02 核外电子排布与族的划分 族划分本质：元素的族序数由原子的 （价电子总数或特征价电子构型）决定。 不同族的价电子排布特征： 主族（ⅠA-ⅦA）：族序数 = 价电子总数，价电子构型为 ns¹⁻² 或 ns²np¹⁻⁶（ⅦA 为 ns²np⁵）。 0 族：价电子构型为 （He 为 1s²），最外层电子达到稳定结构，化学性质稳定。 副族（ⅠB-ⅦB）：价电子构型为 ，族序数通常等于价电子总数（部分副族需结合 d、s 电子数，如 ⅠB 为 (n-1) d¹⁰ns¹，族序数 = 1）。 第 Ⅷ 族：价电子构型为 ，价电子总数为 8-10，包含 3 个纵列，无单独族序数。 【典例2】元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法不合理的是 A．微粒和的核外电子排布相同，则离子半径： B．Cs和Ba分别位于第六周期IA和IA族，则碱性： C．由水溶液的酸性：，可以推断出元素的非金属性： D．与同处于同周期表金属与非金属交界处，即可推出： 【变式2-1】某元素的离子带2个单位正电荷，它的核外电子排布为  ，此元素在周期表中的位置是 A．第二周期零族 B．第三周期ⅡA族 C．第二周期ⅥA族 D．第三周期IIIA 【变式2-2】下列叙述正确的是： ①热稳定性：H2O＞HF＞H2S ②熔点：Al＞Na＞K ③IA、IIA族元素的阳离子与同周期稀有气体元素的原子具有相同的核外电子排布 ④结合质子（H+）能力：CO32﹣＞HCO3﹣＞SO42﹣ ⑤同一主族的元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点一定越高 ⑥已知2H2（g）+O2（g）＝2H2O（1）；△H＝﹣571.6kJ•mol﹣1，则氢气的燃烧热为285.8kJ•mol﹣1， ⑦因为常温下白磷可自燃，而氮气须在放电时才与氧气反应，所以非金属性：P＞N（    ） A．②③④ B．①⑥⑦ C．②④⑥ D．③⑤⑦ 【变式2-3】下列说法正确的是（    ） A．元素周期表有7个主族，7个副族，1个0族，1个Ⅷ族，共16纵行 B．X2+的核外电子数目为10，则X在第三周期第ⅡA族 C．Li是最活泼金属，F是最活泼非金属 D．KOH碱性比NaOH弱 题型03 元素周期表的分区 分区依据：根据原子的价电子构型，将元素周期表分为 s、p、d、ds、f 五个区，每个区对应特定的价电子构型。 各分区特征： s 区：价电子构型为 ，包含第 ⅠA、ⅡA 族元素，位于周期表左侧。 p 区：价电子构型为 ，包含第 ⅢA-ⅦA 族、0 族元素，位于周期表右侧。 d 区价电子构型为 （除 ⅠB、ⅡB 外），包含第 ⅢB-ⅦB 族、第 Ⅷ 族元素，位于周期表中间（过渡金属区）。 ds 区：价电子构型为 ，包含第 ⅠB、ⅡB 族元素，位于 d 区右侧。 f 区：价电子构型为 ，包含镧系、锕系元素，位于周期表下方（内过渡金属区）。 【典例3】下列说法中正确的是 A．元素周期表每一周期元素原子的最外层电子排布均是从过渡到 B．元素周期表中可以把元素分成s、p、d三个区 C．最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子 D．元素周期表中IIIB到IIB的10个纵行的元素都是金属，所以称为过渡金属元素 【变式3-1】硒(34Se)是人体必需的微量元素，它能有效提高人体免疫机能，抑制癌症和心脑血管等疾病的发病率，下列有关说法错误的是 A．O和Se均为p区非金属元素 B．硒元素位于元素周期表中第15列 C．硒的最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2SeO4 D．基态硒元素原子核外电子所占据的最高能级的电子云轮廓图为哑铃形 【变式3-2】硅元素均位于 A．s区 B．p区 C．d区 D．f区 【变式3-3】下列说法正确的是 A．最外层电子数为1的元素一定是主族元素 B．已知某元素＋2价离子的电子排布式为，该元素位于周期表中的第四周期第12族位置，属于ds区 C．处于最低能量的原子叫做基态原子，，过程中形成的是发射光谱 D．最外层电子数为的元素都在元素周期表第2列 题型04 原子半径变化规律及应用 变化规律： 同周期（从左到右）：原子电子层数不变，核电荷数逐渐 ，原子核对核外电子的吸引力 ，原子半径逐渐 （0 族元素原子半径因测量方式不同，通常不参与同周期比较）。 同主族（从上到下）：原子电子层数逐渐 ，原子核对最外层电子的吸引力 ，原子半径逐渐 。 同种元素：阴离子半径 > 原子半径 > 阳离子半径（电子数越多，半径 ；正电荷数越多，半径 ）。 应用： 比较不同元素原子或离子的半径大小，判断微粒的相对大小关系。 辅助推断元素金属性、非金属性强弱（原子半径越小，非金属性可能越强；原子半径越大，金属性可能越强）。 【典例4】下列关于同主族元素及其化合物性质变化错误的是 A．酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4 B．碱性：LiOH＞NaOH＞KOH C．热稳定性：H2O＞H2S D．原子半径：C＜Si 【变式4-1】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是地壳中含量最多的元素，Y原子的最外层有2个电子，Z的单质晶体是应用最广泛的半导体材料，W与X位于同一主族。下列说法正确的是 A．原子半径：r(W)> r(Z)> r(Y)> r(X) B．由X、Y组成的化合物是离子化合物 C．Z的最高价氧化物对应水化物的酸性比W的强 D．W的简单气态氢化物的热稳定性比X的强 【变式4-2】下列有关物质结构和性质变化规律正确的是 A．硬度： B．沸点： C．酸性： D．原子半径： 【变式4-3】镁铝合金是实际生产中应用最广的合金之一、下列说法正确的是 A．两种元素在元素周期表中均位于p区 B．电负性： C．第一电离能： D．原子半径： 题型05 第一电离能变化规律及应用 定义：基态的气态原子失去最外层第一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量，符号为 I₁。 变化规律： 同周期（从左到右）：总体呈 趋势（核电荷数 ，原子半径 ，失电子难度 ）；存在特殊情况：ⅡA 族 > ⅢA 族（ⅡA 族 全满稳定，失电子难）、ⅤA 族 > ⅥA 族（ⅤA 族 np³ 半满稳定，失电子难）。 同主族（从上到下）：逐渐减小（电子层数 ，原子半径 ，失电子难度 ）。 同种元素：电离能依次增大（I₁ < I₂ < I₃…，失去电子后，正电荷数增大，再失电子更难）。 应用： 判断元素金属性强弱（第一电离能越小，金属性越 ）。 推断元素的化合价（电离能突变处对应失去电子的层数，如 I₂与 I₃差距大，可能显 + 2 价）。 分析元素原子的电子排布稳定性（电离能异常高，可能对应全满、半满电子构型）。 【典例5】青金石是方钠石类铝硅酸盐中的一种，其中一种化学式为Na5Ca3[AlSiO4]6Cl2，可作为彩绘用的蓝色颜料。下列说法错误的是 A．第一电离能：Cl>Si>Al B．离子半径：Ca2+>Cl->Na+ C．电负性：Cl>Si>Al D．原子半径：Ca>Cl>O 【变式5-1】关于的说法中正确的是 A．第一电离能：B>F B．的空间填充模型： C．为非极性分子 D．中的共价键为非极性键 【变式5-2】A、B、C、D、E五种主族元素的相关信息如表所示： 元素 信息 A 宇宙中最丰富的元素 B 基态原子的价层电子排布为nsn-1npn+1 C 能层数与B相同，且电负性比B大 D 元素的主族序数比周期序数大1，且第一电离能比同周期相邻两种元素都大 E 前四周期中电负性最小的元素 下列说法正确的是 A．最高价氧化物对应水化物的酸性：D>B B．E的单质可将Cu从CuSO4溶液中置换出来 C．A的基态原子的电子云轮廓图有两种形状 D．C的基态原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p5 【变式5-3】KBBF因其独特的深紫外非线性光学性能，在多个前沿科技领域具有不可替代的作用，我国在深紫外非线性光学晶体领域的研究持续领先，其代表物化学式为，W、X、Y、Z、R原子序数依次增大，各元素相关信息见下表，下列说法错误的是 W 第一电离能大于同周期相邻元素 X 位于元素周期表第二周期第ⅢA族 Y 基态原子最外层电子排布 Z 基态原子核外电子占有5个原子轨道，且只有1个未成对电子 R 基态原子核外电子空间运动状态共有10种，同周期电负性最小 A．电负性：X>Y>Z B．Y、Z均可与氢形成10电子微粒 C．最简单氢化物沸点：Y>Z D．R的第二电离能远大于第一电离能 题型06 电负性变化规律及应用 定义：元素的原子在化合物中吸引电子的能力，常用鲍林电负性标度（电负性值越大，吸引电子能力越强）。 变化规律： 同周期（从左到右）：元素电负性逐渐 （核电荷数 ，原子半径 ，吸引电子能力 ），非金属性逐渐 。 同主族（从上到下）：元素电负性逐渐 （电子层数 ，原子半径 ，吸引电子能力 ），金属性逐渐 。 电负性极值：非金属性最强的 F 电负性最大（4.0），金属性最强的 Cs（Fr 除外）电负性最小（0.7）。 应用： 断元素金属性与非金属性强弱（电负性 > 通常为非金属， 通常为金属）。 判断化学键类型（电负性差值 > ，通常为离子键；< ，通常为共价键）。 推断化合物中元素的化合价（电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价）。 【典例6】已知1-18号元素的离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是 A．质子数c>b B．离子的还原性：Y2->Z- C．电负性：Y＞Z D．原子半径：X<W 【变式6-1】（多选）某元素基态原子的电子排布式为。下列描述中，正确的是 A．该元素的电负性比溴元素的电负性大 B．该元素位于元素周期表VA族 C．4p能级上的3个电子能量相等，但自旋状态不同 D．该元素的原子有5个价电子 【变式6-2】下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．金属性：Na>Mg>Al B．酸性：HClO4>H2SO3>H2CO3 C．电负性：F>O>N D．原子半径：S>O>F 【变式6-3】比较下列各组性质不正确的是 A．金属性：K>Na>Mg B．电负性：F>O>S C．热稳定性：H2O<NH3<CH4 D．酸性：HClO4>H2SO4>HClO 题型07 元素“位一构一性”的综合应用 核心关系：元素在周期表中的位置（位）、原子结构（构）、元素性质（性）三者相互关联，即 “位决定构，构决定性；性反映构，构反映位”。 推断逻辑链： 由 “位” 推 “构”：根据周期序数确定 ，根据族序数确定 ，进而确定 。 由 “构” 推 “性”：根据电子层数、核电荷数推断原子半径，结合原子半径、价电子构型推断第一电离能、电负性，进而判断金属性、非金属性、化合价等性质。 由 “性” 推 “位”“构”：根据元素的金属性、非金属性、化合价等性质，推断元素在周期表中的位置，进而确定原子结构（电子层数、价电子构型）。 应用：综合利用三者关系，解决元素推断、性质比较、化合物结构与性质分析等问题，构建完整的元素周期律知识体系。 【典例7】利用元素在元素周期表中的“位构性”关系，我们可以预测陌生元素及其化合物的性质。下列有关铝、硅元素及其化合物的叙述正确的是 A．氢氧化铝既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液 B．二氧化硅属于酸性氧化物，不能与任何酸反应 C．通过反应SiO2+2CSi(粗)+2CO↑可以说明非金属性C > Si D．硅酸是一种弱酸，可由二氧化硅与水化合制得 【变式7-1】1869年俄国化学家门捷列夫制出第一张元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力，历经142年。元素周期表体现了元素位、构、性的关系，揭示了元素间的内在联系。如图是元素周期表的一部分，回答下列问题： (1)元素在元素周期表中的位置为第 周期第 族。 (2)的最高化合价为 ，的最高价氧化物对应的水化物的化学式为 ，的最高价氧化物为 。 (3)根据元素周期律，推断： ①阴影部分元素简单气态氢化物热稳定性最强的是 元素(填元素符号)。 ②酸性： (填“＞”“＜”或“＝”，下同)。 ③氢化物的还原性： 。 ④原子半径： 。 (4)可在图中分界线(虚线)附近寻找 (填序号)。 A．优良的催化剂            B．半导体材料            C．合金材料 (5)从下列试剂中选择最佳试剂组合，比较、的非金属性强弱： 。(可供选择的药品有固体、稀硫酸、盐酸、饱和溶液、饱和溶液、硅酸钠溶液) 【变式7-2】元素周期表体现了元素的“位-构-性”的关系，揭示了元素间的内在联系。下表列出部分元素在周期表中的位置。请回答下列问题。 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 1 ① 2 ② ③ ④ ⑤ 3 ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ (1)元素①④⑥形成的化合物中含有的化学键有 。 (2)元素①②③形成化合物中的σ键和π键的数目之比为 。 (3)元素⑤⑨氢化物的稳定性较大的是 (填化学式)。原因是 。 (4)元素⑥⑦最高价氧化物对应的水化物之间发生反应的离子方程式为 。 (5)第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是 。 (6)元素②③④⑤的第一电离能由大到小顺序是 。 (7)⑧单质固态时属于 晶体，②和⑧形成的化合物的晶体熔点比⑧单质的晶体熔点高，原因是 。 【变式7-3】元素周期表体现了元素位、构、性的关系，揭示了元素间的内在联系；运用元素周期律研究元素及其化合物的性质具有重要的意义。 上图为元素周期表的一部分，根据表中给出的9种元素，回答下列问题： (1)元素⑦在周期表中的位置为第 周期第 族，其氧化物属于 (填“酸性”“碱性”或“两性”)氧化物。 (2)周期表所给九种元素中原子半径最大的元素是 (填元素名称)；最高价含氧酸酸性最强的是 (填化学式)。 (3)写出元素⑥的单质与元素④的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式： 。 (4)元素③⑦⑧形成简单氢化物的稳定性： > > (填化学式)。 (5)由元素①④⑧形成的化合物属于 (填“离子”或“共价”)化合物，该化合物中含有的化学键类型有 。 (6)下列不能说明⑤⑥两种元素金属性相对强弱的是_______(填字母)。 A．⑤的氧化物是碱性氧化物，⑥的氧化物是两性氧化物 B．最高价氧化物对应水化物碱性：⑤>⑥ C．与同浓度的盐酸反应，⑤的单质比⑥剧烈 D．⑤和⑥均可以从溶液中置换出铜单质 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 1.3 元素周期律 题型01 核外电子排布与周期的划分 题型02 核外电子排布与族的划分 题型03 元素周期表的分区 题型04 原子半径变化规律及应用 题型05 第一电离能变化规律及应用 题型06 电负性变化规律及应用 题型07 元素“位一构一性”的综合应用 题型01 核外电子排布与周期的划分 周期划分本质：元素周期表的周期数与原子的电子层数（能层数）直接相关，周期序数 = 原子的电子层数（n）。 各周期与能级填充的关联： 第 1 周期：仅填充 1s 能级，对应电子层数 n=1。 第 2 周期：填充 2s、2p 能级，对应电子层数 n=2。 第 3 周期：填充 3s、3p 能级，对应电子层数 n=3。 第 4、5 周期：分别填充 4s→3d→4p、5s→4d→5p 能级，电子层数 n 分别为 4、5（含能级交错）。 第 6、7 周期：包含 f 区元素，分别填充 6s→4f→5d→6p、7s→5f→6d→7p 能级，电子层数 n 分别为 6、7。 周期元素种类数：各周期元素种类数与对应能级组可容纳的最多电子数一致，即每个周期的元素种类数 = 该周期对应能级组的最大电子容量。 【典例1】下列说法不正确的是 A．按照核外电子排布，可把元素周期表划分为4个区，Se位于元素周期表p区 B．Se的第二电离能小于As的第二电离能 C．硒的两种含氧酸的酸性强弱为大于 D．Se=O较S=O不稳定，因为键长Se=O>S=O，键重叠程度小 【答案】B 【详解】A．Se位于元素周期表第四周期第ⅥA族，最外层电子构型为，属于p区元素，A正确； B．Se失去1个电子后的电子排布式为，As失去1个电子后的电子排布式为，失去一个电子的Se的4p能级为半满稳定结构，则第二电离能：，B错误； C．的酸性强于，符合高价态含氧酸酸性更强的规律，C正确； D．的键长比短（因原子半径更大），键重叠程度更大，S=O更稳定，D正确； 故选B。 【变式1-1】主族元素在周期表的位置取决于该元素原子的 A．原子序数和最外层电子数 B．相对原子质量和核外电子数 C．电子层数和最外层电子数 D．质量数和核外电子排布 【答案】C 【详解】主族元素最外层电子数决定了元素在周期表中的主族序数，电子层数决定了周期序数，因此主族元素在周期表的位置取决于该元素原子的电子层数和最外层电子数，故选C。 【变式1-2】X2+的核外电子排布为2、8，则X元素在周期表中的位置是 A．第三周期第0族 B．第三周期第ⅡA族 C．第三周期第ⅥA族 D．第四周期第ⅡA族 【答案】B 【详解】X2+的核外电子排布为2、8，又带两个正电荷，可推知，X为镁元素，利用电子层数等于周期序数，主族序数等于最外层电子数，有三个电子层，在第三周期，最外层电子数为2，在第ⅡA族，故选B。 【变式1-3】元素的性质呈现周期性变化的根本原因是 A．元素的相对原子质量的递增 B．元素的原子半径呈现周期性变化 C．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 D．元素的金属性和非金属性呈现周期性变化 【答案】C 【详解】元素的性质呈周期性变化是元素原子的最外层电子排布呈周期性变化的必然结果； 答案选C。 题型02 核外电子排布与族的划分 族划分本质：元素的族序数由原子的价电子排布（价电子总数或特征价电子构型）决定。 不同族的价电子排布特征： 主族（ⅠA-ⅦA）：族序数 = 价电子总数，价电子构型为 ns¹⁻² 或 ns²np¹⁻⁶（ⅦA 为 ns²np⁵）。 0 族：价电子构型为 ns²np⁶（He 为 1s²），最外层电子达到稳定结构，化学性质稳定。 副族（ⅠB-ⅦB）：价电子构型为 (n-1) d¹⁻¹⁰ns⁰⁻²，族序数通常等于价电子总数（部分副族需结合 d、s 电子数，如 ⅠB 为 (n-1) d¹⁰ns¹，族序数 = 1）。 第 Ⅷ 族：价电子构型为 (n-1) d⁶⁻¹⁰ns⁰⁻²，价电子总数为 8-10，包含 3 个纵列，无单独族序数。 【典例2】元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法不合理的是 A．微粒和的核外电子排布相同，则离子半径： B．Cs和Ba分别位于第六周期IA和IA族，则碱性： C．由水溶液的酸性：，可以推断出元素的非金属性： D．与同处于同周期表金属与非金属交界处，即可推出： 【答案】C 【详解】A．微粒X+与Y-核外电子排布相同，核电荷数Y<X，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：X+<Y-，故A合理； B．同周期元素自左而右金属性减弱，金属性Cs>Ba，金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性CsOH>Ba(OH)2，故B合理； C．元素的非金属性可通过其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断，而非通过氢化物水溶液的酸性强弱，故C不合理； D．与同处于同周期表金属与非金属交界处，Al(OH)3与Be(OH)2的化学性质相似，所以可推出，故D合理； 故选C。 【变式2-1】某元素的离子带2个单位正电荷，它的核外电子排布为  ，此元素在周期表中的位置是 A．第二周期零族 B．第三周期ⅡA族 C．第二周期ⅥA族 D．第三周期IIIA 【答案】B 【详解】某元素的原子失去2个电子，形成的阳离子核外有10个电子，则该元素是12号的Mg元素，核外电子排布是2、8、2，在周期表中的位置是第三周期ⅡA族，故合理选项是B。 【变式2-2】下列叙述正确的是： ①热稳定性：H2O＞HF＞H2S ②熔点：Al＞Na＞K ③IA、IIA族元素的阳离子与同周期稀有气体元素的原子具有相同的核外电子排布 ④结合质子（H+）能力：CO32﹣＞HCO3﹣＞SO42﹣ ⑤同一主族的元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点一定越高 ⑥已知2H2（g）+O2（g）＝2H2O（1）；△H＝﹣571.6kJ•mol﹣1，则氢气的燃烧热为285.8kJ•mol﹣1， ⑦因为常温下白磷可自燃，而氮气须在放电时才与氧气反应，所以非金属性：P＞N（    ） A．②③④ B．①⑥⑦ C．②④⑥ D．③⑤⑦ 【答案】C 【详解】①因非金属性F＞O＞S，则氢化物的稳定性为HF＞H2O＞H2S，故①错误； ②因铝的半径最小，电荷最高，则熔点最高，Na与K电荷相同，但Na的半径小，则Na的熔点比K的高，即熔点为Al＞Na＞K，故②正确； ③因IA、IIA族元素的阳离子的电子层数比原子的结构减少一个层，则IA、IIA族元素的阳离子与上一周期稀有气体元素的原子具有相同的核外电子排布，故③错误； ④因酸性越强，结合氢离子的能力越弱，由酸性为硫酸＞碳酸＞HCO3﹣，则结合质子(H+)能力：CO32﹣＞HCO3﹣＞SO42﹣，故④正确； ⑤同一主族的元素的氢化物，若为HF、H2O、NH3，由于氢键的存在，它们的沸点反常的高，故⑤错误； ⑥由热化学反应方程式可知，2mol氢气燃烧生成稳定化合物放出的热量为571.6kJ，则1mol氢气燃烧放出的热量为285.8kJ，即氢气的燃烧热为285.8kJ•mol﹣1，故⑥正确； ⑦因为常温下白磷可自燃，而氮气须在放电时才与氧气反应，可知白磷的易被氧化，但由同主族从上到下元素的非金属性减弱可知，非金属性N＞P，故⑦错误； 故答案为C。 【变式2-3】下列说法正确的是（    ） A．元素周期表有7个主族，7个副族，1个0族，1个Ⅷ族，共16纵行 B．X2+的核外电子数目为10，则X在第三周期第ⅡA族 C．Li是最活泼金属，F是最活泼非金属 D．KOH碱性比NaOH弱 【答案】B 【详解】A.元素周期表有7个主族，7个副族，1个0族，1个Ⅷ族，Ⅷ族有3纵行，共18纵行，A错误； B.X2+的核外电子数目为10，则X的原子序数为12，其在第三周期ⅡA族，B正确； C.能稳定存在的最活泼的金属元素是Cs，F是最活泼非金属，C错误； D.金属的金属性越强，则其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，K的还原性大于Na，KOH碱性比NaOH强，D错误； 答案为B。 【点睛】周期表中Ⅷ族有3纵行。 题型03 元素周期表的分区 分区依据：根据原子的价电子构型，将元素周期表分为 s、p、d、ds、f 五个区，每个区对应特定的价电子构型。 各分区特征： s 区：价电子构型为 ns¹⁻²，包含第 ⅠA、ⅡA 族元素，位于周期表左侧。 p 区：价电子构型为 ns²np¹⁻⁶，包含第 ⅢA-ⅦA 族、0 族元素，位于周期表右侧。 d 区价电子构型为 (n-1) d¹⁻⁹ns¹⁻²（除 ⅠB、ⅡB 外），包含第 ⅢB-ⅦB 族、第 Ⅷ 族元素，位于周期表中间（过渡金属区）。 ds 区：价电子构型为 (n-1) d¹⁰ns¹⁻²，包含第 ⅠB、ⅡB 族元素，位于 d 区右侧。 f 区：价电子构型为 (n-2) f¹⁻¹⁴(n-1) d⁰⁻²ns²，包含镧系、锕系元素，位于周期表下方（内过渡金属区）。 【典例3】下列说法中正确的是 A．元素周期表每一周期元素原子的最外层电子排布均是从过渡到 B．元素周期表中可以把元素分成s、p、d三个区 C．最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子 D．元素周期表中IIIB到IIB的10个纵行的元素都是金属，所以称为过渡金属元素 【答案】D 【详解】A．第一周期元素的最外层电子排布由1s1过渡到1s2，A错误； B．元素周期表共分成5个区，s区(ⅠA、ⅡA)、p区(ⅢA~ⅦA、0族)、d区(ⅢB~ⅦB、Ⅷ族)、ds区(ⅠB、ⅡB)、f区(镧系、锕系)，B错误； C．最外层电子数为8的粒子可能是稀有气体原子，也可能是离子，比如Na+、F-等，C错误； D．周期表ⅢB~ⅡB称过渡元素，又这10列均为金属元素，所以又叫过渡金属元素，D正确； 故答案选D。 【变式3-1】硒(34Se)是人体必需的微量元素，它能有效提高人体免疫机能，抑制癌症和心脑血管等疾病的发病率，下列有关说法错误的是 A．O和Se均为p区非金属元素 B．硒元素位于元素周期表中第15列 C．硒的最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2SeO4 D．基态硒元素原子核外电子所占据的最高能级的电子云轮廓图为哑铃形 【答案】B 【详解】A．氧元素和硒元素都位于元素周期表ⅥA族，价电子排布式为ns2np4，均处于元素周期表p区，故A正确； B．硒元素位于元素周期表中的第16列的ⅥA族，故B错误； C．硒元素位于元素周期表中ⅥA族，最高正化合价为+6价，最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2SeO4，故C正确； D．硒元素位于元素周期表中ⅥA族，基态原子的价电子排布式为4s24p4，原子核外电子所占据的最高能级的p电子云轮廓图为哑铃形，故D正确； 故选B。 【变式3-2】硅元素均位于 A．s区 B．p区 C．d区 D．f区 【答案】B 【详解】Si原子序数为14，位于第三周期ⅣA族，位于p区，故选B。 【变式3-3】下列说法正确的是 A．最外层电子数为1的元素一定是主族元素 B．已知某元素＋2价离子的电子排布式为，该元素位于周期表中的第四周期第12族位置，属于ds区 C．处于最低能量的原子叫做基态原子，，过程中形成的是发射光谱 D．最外层电子数为的元素都在元素周期表第2列 【答案】B 【详解】A．第IB族元素的最外层电子数也是1，则最外层电子数为1的元素不一定是主族元素，A错误； B．某元素+2价离子电子排布式为，该元素的基态原子电子排布式为，则该元素是Zn，位于周期表中第四周期第12族位置，属于ds区，B正确； C．处于最低能量的原子叫做基态原子，过程前后都是基态的1s22s22p1，该过程中没有发生电子跃迁，不会形成发射光谱，C错误； D．He的最外层电子数为1s2，在元素周期表第18列，D错误； 答案选B。 题型04 原子半径变化规律及应用 变化规律： 同周期（从左到右）：原子电子层数不变，核电荷数逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力增强，原子半径逐渐减小（0 族元素原子半径因测量方式不同，通常不参与同周期比较）。 同主族（从上到下）：原子电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的吸引力减弱，原子半径逐渐增大。 同种元素：阴离子半径 > 原子半径 > 阳离子半径（电子数越多，半径越大；正电荷数越多，半径越小）。 应用： 比较不同元素原子或离子的半径大小，判断微粒的相对大小关系。 辅助推断元素金属性、非金属性强弱（原子半径越小，非金属性可能越强；原子半径越大，金属性可能越强）。 【典例4】下列关于同主族元素及其化合物性质变化错误的是 A．酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4 B．碱性：LiOH＞NaOH＞KOH C．热稳定性：H2O＞H2S D．原子半径：C＜Si 【答案】B 【详解】A．元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物酸性越强，同主族自上而下，非金属性减弱，非金属性：Cl＞Br＞I，所以酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，故A正确； B．元素的金属性越强，最高价氧化物的水化物碱性越强，同主族自上而下，金属性增强，因此碱性： LiOH＜NaOH＜KOH，故B错误； C．非金属性越强，对应氢化物越稳定，同主族自上而下，非金属性减弱，热稳定性：H2O＞H2S，故C正确； D．同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，原子半径：C＜Si，故D正确； 故选B。 【变式4-1】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是地壳中含量最多的元素，Y原子的最外层有2个电子，Z的单质晶体是应用最广泛的半导体材料，W与X位于同一主族。下列说法正确的是 A．原子半径：r(W)> r(Z)> r(Y)> r(X) B．由X、Y组成的化合物是离子化合物 C．Z的最高价氧化物对应水化物的酸性比W的强 D．W的简单气态氢化物的热稳定性比X的强 【答案】B 【分析】X是地壳中含量最多的元素，因此X为O元素，Y的最外层有两个电子，且Y是短周期元素，原子序数大于O，因此Y为Mg元素，Z的单质晶体是广泛应用的半导体材料，所以Z为Si元素，W与X同主族，且W是短周期元素，原子序数大于X，所以W为S元素；据此解题； 【详解】A.元素周期表中，同族元素原子半径随核电荷数增加而增加，O位于第二周期，其他元素位于第三周期，因此O的原子半径最小，同周期元素，核电荷数越大，原子半径越小，因此原子半径应为r(Mg)＞r(Si)＞r(S)＞r(O)，故A错误； B.X为O元素，Y为Mg元素，两者组成的化合物氧化镁为离子化合物，故B正确； C.Z为Si元素，W为S元素，因为S的非金属性强于Si，所以S的最高价氧化物对应水化物的酸性强于Si的，故C错误； D.W为S元素，X为O元素，因为O的非金属性强于S，所以O的气态氢化物的热稳定性强于S的，故D错误； 总上所述，本题选B。 【点睛】本题考查元素周期表和元素周期律的推断、原子结构与元素性质，题目难度不大，应先根据提示推断所给原子的种类，原子结构与元素周期律的关系为解答关键，注意掌握原子构成及表示方法，试题培养了学生的分析能力及灵活应用能力。 【变式4-2】下列有关物质结构和性质变化规律正确的是 A．硬度： B．沸点： C．酸性： D．原子半径： 【答案】D 【详解】A．离子半径：Li+＜Na+＜K+，晶格能LiCl>NaCl>KCl，所以硬度LiCl>NaCl>KCl，故A错误； B．氟电负性较大，HF分子间存在氢键沸点升高，所以沸点：HCl＜HBr＜HF，故B错误； C．非金属性P＜S＜Cl，所以最高价氧化物的水化物的酸性：H3PO4＜H2SO4＜HClO4，故C错误； D．同周期元素从左到右，半径减小，原子半径：Na＞Mg＞Al，故D正确； 故选D。 【变式4-3】镁铝合金是实际生产中应用最广的合金之一、下列说法正确的是 A．两种元素在元素周期表中均位于p区 B．电负性： C．第一电离能： D．原子半径： 【答案】B 【详解】A．在元素周期表中位于s区，A错误； B．同周期元素，从左向右电负性依次增大，电负性：，B正确； C．的能级全充满，较稳定，失去一个电子比铝困难，故第一电离能：，C错误； D．同周期主族元素，一般从左向右原子半径依次减小，原子半径：，D错误； 故选B。 题型05 第一电离能变化规律及应用 定义：基态的气态原子失去最外层第一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量，符号为 I₁。 变化规律： 同周期（从左到右）：总体呈增大趋势（核电荷数增大，原子半径减小，失电子难度增大）；存在特殊情况：ⅡA 族 > ⅢA 族（ⅡA 族 ns² 全满稳定，失电子难）、ⅤA 族 > ⅥA 族（ⅤA 族 np³ 半满稳定，失电子难）。 同主族（从上到下）：逐渐减小（电子层数增多，原子半径增大，失电子难度减小）。 同种元素：电离能依次增大（I₁ < I₂ < I₃…，失去电子后，正电荷数增大，再失电子更难）。 应用： 判断元素金属性强弱（第一电离能越小，金属性越强）。 推断元素的化合价（电离能突变处对应失去电子的层数，如 I₂与 I₃差距大，可能显 + 2 价）。 分析元素原子的电子排布稳定性（电离能异常高，可能对应全满、半满电子构型）。 【典例5】青金石是方钠石类铝硅酸盐中的一种，其中一种化学式为Na5Ca3[AlSiO4]6Cl2，可作为彩绘用的蓝色颜料。下列说法错误的是 A．第一电离能：Cl>Si>Al B．离子半径：Ca2+>Cl->Na+ C．电负性：Cl>Si>Al D．原子半径：Ca>Cl>O 【答案】B 【详解】A．同周期主族元素从左到右，随着原子序数的递增，元素的第一电离能总体趋势递增，第三周期中Mg、P反常，故Cl＞Si＞Al，A正确； B．对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小；电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：Cl⁻(3层，核电荷17)＞Ca2⁺(3层，核电荷20)＞Na⁺(2层)，B错误； C．同周期主族元素从左到右，元素的电负性依次增大，Al、Si、Cl同周期且原子序数递增，则电负性Cl＞Si＞Al，C正确； D．同周期主族元素从左到右，原子半径递减，同主族元素从上到下，原子半径递增，则原子半径：Ca(第四周期)＞Cl(第三周期)＞O(第二周期)，D正确； 故选B。 【变式5-1】关于的说法中正确的是 A．第一电离能：B>F B．的空间填充模型： C．为非极性分子 D．中的共价键为非极性键 【答案】C 【详解】A．同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，第一电离能：B<F，A错误； B．中心原子B为sp2杂化，为平面三角形，B错误； C．为平面三角形，结构对称、正负电荷中心重叠的分子属于非极性分子，C正确； D．中的共价键为B-F极性键，D错误； 故选C。 【变式5-2】A、B、C、D、E五种主族元素的相关信息如表所示： 元素 信息 A 宇宙中最丰富的元素 B 基态原子的价层电子排布为nsn-1npn+1 C 能层数与B相同，且电负性比B大 D 元素的主族序数比周期序数大1，且第一电离能比同周期相邻两种元素都大 E 前四周期中电负性最小的元素 下列说法正确的是 A．最高价氧化物对应水化物的酸性：D>B B．E的单质可将Cu从CuSO4溶液中置换出来 C．A的基态原子的电子云轮廓图有两种形状 D．C的基态原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p5 【答案】D 【分析】A为宇宙中最丰富的元素，则推出A为H；B的基态原子的价层电子排布为nsn-1npn+1，则n-1=2,即n=3，所以其价层电子排布式为3s23p4，推知B为S，C的能层数与B的相同，且电负性比B的大，则推知C为Cl，D的第一电离能比同周期相邻两种元素都大，则D位于第IIA族或第VA族，又元素的主族序数比周期序数大1，则D只能位于第四周期第V族，则D是As，则前四周期中电负性最小的元素，则E为K元素，据此分析解答。 【详解】A．最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SO4>H3PO4>H3AsO4，A项错误； B．K的金属性很强，能与水剧烈反应，故K先和水反应生成KOH和H2，然后KOH和CuSO4反应，不能置换出Cu，B项错误； C．H原子核外只有1个电子，电子云轮廓图只有一种为球形，C项错误； D．基态Cl原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p5，D项正确。 答案选D。 【变式5-3】KBBF因其独特的深紫外非线性光学性能，在多个前沿科技领域具有不可替代的作用，我国在深紫外非线性光学晶体领域的研究持续领先，其代表物化学式为，W、X、Y、Z、R原子序数依次增大，各元素相关信息见下表，下列说法错误的是 W 第一电离能大于同周期相邻元素 X 位于元素周期表第二周期第ⅢA族 Y 基态原子最外层电子排布 Z 基态原子核外电子占有5个原子轨道，且只有1个未成对电子 R 基态原子核外电子空间运动状态共有10种，同周期电负性最小 A．电负性：X>Y>Z B．Y、Z均可与氢形成10电子微粒 C．最简单氢化物沸点：Y>Z D．R的第二电离能远大于第一电离能 【答案】A 【分析】由题干可知X为B（原子序数为5），且W、X、Y、Z、R原子序数依次增大，故W的原子序数小于5。原子序数小于5的元素有H、He、Li、Be。其中，只有Be的第一电离能大于同周期相邻的Li和B，故W为Be；Y的最外层电子排布为2s22p4（n=2），Y为O；Z的基态原子核外电子占有5个原子轨道，（1s、2s、2px、2py、2pz）且1个未成对电子，确定为F（1s22s22p5）；R的基态原子核外电子空间运动状态共有10种，占据10个轨道（1s22s22p63s23p64s1）且同周期电负性最小，为K。 【详解】A．同周期主族元素，随着原子序数递增，元素电负性增大，电负性F＞O＞B，A错误； B．O的氢化物H2O和F的氢化物HF均为10电子微粒，B正确； C．H2O分子间形成氢键数目更多，沸点高于HF，C正确； D．K失去1个电子后形成稳定结构，第二电离能需失去内层电子，远大于第一电离能，D正确； 故选A。 题型06 电负性变化规律及应用 定义：元素的原子在化合物中吸引电子的能力，常用鲍林电负性标度（电负性值越大，吸引电子能力越强）。 变化规律： 同周期（从左到右）：元素电负性逐渐增大（核电荷数增大，原子半径减小，吸引电子能力增强），非金属性逐渐增强。 同主族（从上到下）：元素电负性逐渐减小（电子层数增多，原子半径增大，吸引电子能力减弱），金属性逐渐增强。 电负性极值：非金属性最强的 F 电负性最大（4.0），金属性最强的 Cs（Fr 除外）电负性最小（0.7）。 应用： 断元素金属性与非金属性强弱（电负性 > 1.8 通常为非金属，< 1.8 通常为金属）。 判断化学键类型（电负性差值 > 1.7，通常为离子键；< 1.7，通常为共价键）。 推断化合物中元素的化合价（电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价）。 【典例6】已知1-18号元素的离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是 A．质子数c>b B．离子的还原性：Y2->Z- C．电负性：Y＞Z D．原子半径：X<W 【答案】B 【分析】离子、、、都具有相同的电子层结构，则有a-3=b-1=c+2=d+1，可知原子序数a＞b＞d＞c，Y、Z为非金属，处于第二周期，Y为O元素，Z为F元素，W、X为金属处于第三周期，W为Al元素，X为Na元素。 【详解】A．根据上述分析，质子数：d＞c，A项错误； B．非金属性Y＜Z，元素的非金属性越强，对应的阴离子的还原性越弱，则离子还原性：O2－>F－，即Y2－>Z－，B项正确； C．非金属性Y＜Z，电负性：Y＜Z，C项错误； D．对于同周期元素，从左到右，质子数越多，原子半径越小，则原子半径：X>W，D项错误； 答案选B。 【变式6-1】（多选）某元素基态原子的电子排布式为。下列描述中，正确的是 A．该元素的电负性比溴元素的电负性大 B．该元素位于元素周期表VA族 C．4p能级上的3个电子能量相等，但自旋状态不同 D．该元素的原子有5个价电子 【答案】BD 【分析】某元素基态原子的电子排布式为，为33号元素As； 【详解】A．同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；As的电负性比溴元素的电负性小，A错误； B．元素As位于元素周期表VA族，B正确； C．洪特规则是指在相同能量的轨道上，电子总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同；故4p能级上的3个电子能量相等，自旋状态相同，C错误； D．该元素为主族元素，其原子的价电子就是最外层电子，即该元素的原子有5个价电子，D正确； 故选BD。 【变式6-2】下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．金属性：Na>Mg>Al B．酸性：HClO4>H2SO3>H2CO3 C．电负性：F>O>N D．原子半径：S>O>F 【答案】B 【详解】A．根据元素周期律可知，同一周期从左往右元素金属性依次减弱，即金属性：Na>Mg>Al，能用元素周期律解释，A不符合题意； B．非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，H2SO3不是S的最高价氧化物对应的水化物，酸性：HClO4>H2SO3>H2CO3，不能用元素周期律解释，B符合题意； C．同周期元素，从左往右电负性逐渐增大，即电负性：F>O>N ，能用元素周期律解释，C不符合题意； D．电子层数越多，半径越大，电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小，即原子半径：S>O>F ，能用元素周期律解释，D不符合题意； 故选B。 【变式6-3】比较下列各组性质不正确的是 A．金属性：K>Na>Mg B．电负性：F>O>S C．热稳定性：H2O<NH3<CH4 D．酸性：HClO4>H2SO4>HClO 【答案】C 【详解】A．金属性同一主族从上到下增强，同周期从左到右减弱，则K>Na>Mg，A项正确； B．‌同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小‌，则电负性F>O>S，B项正确； C．非金属性O>N>C，对应氢化物热稳定性应为H2O>NH3>CH4，C项错误； D．非金属性：Cl>S，HClO4是Cl最高价含氧酸，H2SO4是S最高价含氧酸，则酸性HClO4强于H2SO4，HClO是弱酸，故酸性：HClO4>H2SO4>HClO，D项正确； 答案选C。 题型07 元素“位一构一性”的综合应用 核心关系：元素在周期表中的位置（位）、原子结构（构）、元素性质（性）三者相互关联，即 “位决定构，构决定性；性反映构，构反映位”。 推断逻辑链： 由 “位” 推 “构”：根据周期序数确定电子层数，根据族序数确定价电子构型，进而确定核外电子排布、质子数。 由 “构” 推 “性”：根据电子层数、核电荷数推断原子半径，结合原子半径、价电子构型推断第一电离能、电负性，进而判断金属性、非金属性、化合价等性质。 由 “性” 推 “位”“构”：根据元素的金属性、非金属性、化合价等性质，推断元素在周期表中的位置，进而确定原子结构（电子层数、价电子构型）。 应用：综合利用三者关系，解决元素推断、性质比较、化合物结构与性质分析等问题，构建完整的元素周期律知识体系。 【典例7】利用元素在元素周期表中的“位构性”关系，我们可以预测陌生元素及其化合物的性质。下列有关铝、硅元素及其化合物的叙述正确的是 A．氢氧化铝既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液 B．二氧化硅属于酸性氧化物，不能与任何酸反应 C．通过反应SiO2+2CSi(粗)+2CO↑可以说明非金属性C > Si D．硅酸是一种弱酸，可由二氧化硅与水化合制得 【答案】A 【详解】A．氢氧化铝为两性氢氧化物，既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液，A正确； B．属于酸性氧化物，但能与HF反应，B错误； C．反应SiO2+2CSi(粗)+2CO↑中C为还原剂，该反应不能比较两者非金属性，不能说明非金属性C>Si，C错误； D．硅酸是一种弱酸，但难溶于水，所以不可由与水化合制得，D错误； 故选A。 【变式7-1】1869年俄国化学家门捷列夫制出第一张元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力，历经142年。元素周期表体现了元素位、构、性的关系，揭示了元素间的内在联系。如图是元素周期表的一部分，回答下列问题： (1)元素在元素周期表中的位置为第 周期第 族。 (2)的最高化合价为 ，的最高价氧化物对应的水化物的化学式为 ，的最高价氧化物为 。 (3)根据元素周期律，推断： ①阴影部分元素简单气态氢化物热稳定性最强的是 元素(填元素符号)。 ②酸性： (填“＞”“＜”或“＝”，下同)。 ③氢化物的还原性： 。 ④原子半径： 。 (4)可在图中分界线(虚线)附近寻找 (填序号)。 A．优良的催化剂            B．半导体材料            C．合金材料 (5)从下列试剂中选择最佳试剂组合，比较、的非金属性强弱： 。(可供选择的药品有固体、稀硫酸、盐酸、饱和溶液、饱和溶液、硅酸钠溶液) 【答案】 四 ⅢA +4 F ＜ ＜ ＜ B 固体、盐酸、饱和溶液、溶液 【分析】同一主族的元素，原子最外层电子数相同，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；同一周期的元素，原子核外电子层数相同，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最后以惰性气体元素结束，然后根据元素周期律逐一解答。 【详解】(1)和同一主族，位于的下一周期，在元素周期表中位于第四周期第ⅢA族。 (2)和碳同一主族，元素原子最外层有4个电子，所以元素最高化合价是价；原子最外层有7个电子，Cl元素的最高化合价是价，则最高价氧化物对应水化物的化学式为；和元素同一主族，原子最外层有5个电子，所以元素最高化合价是价，最高价氧化物化学式为。 (3)①同主族元素从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。元素的非金属性越弱，其对应简单气态氢化物的稳定性也越弱，阴影部分元素中非金属性最强的是F元素，所以简单气态氢化物热稳定性最强的元素是； ②元素和元素位于同一周期，同一周期元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强。元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性就越强，所以酸性：H3AsO4＜H2SeO4。 ③元素和元素位于同一主族，同一主族元素从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。元素的非金属性越弱，其对应简单氢化物的还原性就越强，所以还原性：H2O＜H2S； ④和位于同一周期，同一周期元素，从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：N＜C；C和位于同一主族，同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，则原子半径：C＜Si，故原子半径：N＜Si。 (4)金属元素单质容易导电，非金属元素的单质不能导电，位于金属与非金属交界区的元素的单质导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料，因此可在周期表中金属元素和非金属元素的分界线附近寻找半导体材料，故合理选项是B。 (5)元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强，所以可以通过比较碳酸与硅酸酸性强弱来比较元素、的非金属性强弱。由于盐酸具有挥发性，用固体和盐酸反应生成的气体中混有杂质，需通过饱和溶液洗气，除去杂质HCl，然后再通入溶液，若有白色胶状沉淀生成，说明反应产生了H2SiO3，证明碳酸酸性比硅酸强，从而说明元素的非金属性：C＞Si。故可证明元素的非金属性：C＞Si的化学试剂有固体、盐酸、饱和溶液、溶液。 【点睛】本题考查了元素的位置、结构与性质的关系。把握元素的位置、性质、元素周期律为解答的关键，注意规律性知识及元素化合物知识的应用，侧重考查学生的分析与应用能力。 【变式7-2】元素周期表体现了元素的“位-构-性”的关系，揭示了元素间的内在联系。下表列出部分元素在周期表中的位置。请回答下列问题。 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 1 ① 2 ② ③ ④ ⑤ 3 ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ (1)元素①④⑥形成的化合物中含有的化学键有 。 (2)元素①②③形成化合物中的σ键和π键的数目之比为 。 (3)元素⑤⑨氢化物的稳定性较大的是 (填化学式)。原因是 。 (4)元素⑥⑦最高价氧化物对应的水化物之间发生反应的离子方程式为 。 (5)第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是 。 (6)元素②③④⑤的第一电离能由大到小顺序是 。 (7)⑧单质固态时属于 晶体，②和⑧形成的化合物的晶体熔点比⑧单质的晶体熔点高，原因是 。 【答案】(1)共价键、离子键 (2)1：1 (3) HF 键长H-Cl>H-F，键能H-Cl<H-F，稳定性H-Cl<H-F (4)Al(OH)3+ OH-= AlO+ 2H2O (5)C (6)F>N>O>C (7) 共价 碳化硅和硅都是共价晶体，但硅硅键的键长大于碳硅键，键长越短键能越大，熔点越高 【分析】由元素在周期表中的位置可知①为H，②为C，③为N，④为O，⑤为F，⑥为Na，⑦为Al，⑧为Si，⑨为Cl据此解答。 【详解】（1）元素①为H，④为O，⑥为Na，三者形成的化合物为NaOH，钠离子与氢氧根离子之间为离子键，氢氧根内部为共价键，故答案为：共价键、离子键； （2）①为H，②为C，③为N，三者形成HCN分子，σ键和π键的数目均为2，数目比为1:1，故答案为：1:1； （3）⑤为F，⑨为Cl，F的电负性大于Cl，键长H-Cl>H-F，键能H-Cl<H-F，稳定性H-Cl<H-F，故答案为：HF；键长H-Cl>H-F，键能H-Cl<H-F，稳定性H-Cl<H-F； （4）⑥为Na，其最高价氧化物的水化物为NaOH，⑦为Al其最高价氧化物的水化物为Al(OH)3，两者反应的离子方程式为：Al(OH)3+ OH-= AlO+ 2H2O，故答案为：Al(OH)3+ OH-= AlO+ 2H2O； （5）Ni基态原子未成对电子数为2，第二周期基态原子未成对电子数为2的有C和O，其中电负性小的为C，故答案为：C； （6）元素②③④⑤为同周期元素，第一电离能从左到右呈增大趋势，但N最外层为半满稳定结构，其第一电离能大于同周期的O，因此第一电离能F>N>O>C，故答案为：F>N>O>C； （7）⑧为Si其单质为共价晶体，碳化硅和硅都是共价晶体，但硅硅键的键长大于碳硅键，键能大，熔点高，因此碳化硅的熔点高于硅单质，故答案为：共价；碳化硅和硅都是共价晶体，但硅硅键的键长大于碳硅键，键长越短键能越大，熔点越高。 【变式7-3】元素周期表体现了元素位、构、性的关系，揭示了元素间的内在联系；运用元素周期律研究元素及其化合物的性质具有重要的意义。 上图为元素周期表的一部分，根据表中给出的9种元素，回答下列问题： (1)元素⑦在周期表中的位置为第 周期第 族，其氧化物属于 (填“酸性”“碱性”或“两性”)氧化物。 (2)周期表所给九种元素中原子半径最大的元素是 (填元素名称)；最高价含氧酸酸性最强的是 (填化学式)。 (3)写出元素⑥的单质与元素④的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式： 。 (4)元素③⑦⑧形成简单氢化物的稳定性： > > (填化学式)。 (5)由元素①④⑧形成的化合物属于 (填“离子”或“共价”)化合物，该化合物中含有的化学键类型有 。 (6)下列不能说明⑤⑥两种元素金属性相对强弱的是_______(填字母)。 A．⑤的氧化物是碱性氧化物，⑥的氧化物是两性氧化物 B．最高价氧化物对应水化物碱性：⑤>⑥ C．与同浓度的盐酸反应，⑤的单质比⑥剧烈 D．⑤和⑥均可以从溶液中置换出铜单质 【答案】(1) 三 IVA 酸性 (2) 钠 (3) (4) (5) 离子    离子键、(极性)共价键 (6)AD 【分析】由元素在周期表的位置可知，①为H元素，②为N元素，③为O元素，④为Na元素，⑤为Mg元素，⑥为Al元素，⑦为Si元素，⑧为S元素，⑨为Cl元素，然后根据题目信息解答即可。 【详解】（1）根据元素周期表的结构，可知元素⑦是Si，位于周期表中第三周期、ⅣA族；其氧化物属于酸性氧化物。 （2）周期表所给九种元素中钠的原子半径最大，氯的非金属性最强，故最高价含氧酸酸性最强的是。 （3）元素④和⑥分别对应的是Na和Al，钠的最高价氧化物对应的水化物NaOH和Al反应的离子方程式为。 （4）元素③为O，⑦是Si，⑧是S，由于非金属性：，故简单氢化物的稳定性：。 （5）元素①是H，④是Na，⑧是S，由三种元素形成的化合物可能是，该物质属于离子化合物，含有离子键和(极性)共价键。 （6）A.根据氧化物类型，不能判断金属性强弱，A项错误； B.与浓度相同的盐酸反应，镁比铝活泼，说明镁的金属性强于铝，B项正确； C.最高价氧化物对应水化物碱性：，可以说明二者金属性强弱，C项正确； D.二者都能置换出铜，只能说明金属性都大于铜，但不能比较镁和铝的金属性，D项错误。 故选AD。 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $