第二节 元素周期律 （7大题型专项训练）化学人教版2019必修第一册

第二节 元素周期律 题型01 原子结构和元素的化合价的周期性变化 题型02 简单粒子半径的大小比较 题型03 元素的金属性和非金属性的比较 题型04 元素周期律 题型05 元素周期表的分区 题型06 同周期、同主族元素性质的变化规律 题型07 元素周期表和元素周期律的应用 题型08 元素“位—构—性”关系推断 题型01 原子结构和元素的化合价的周期性变化 1.原子核外电子排布的周期性变化 （1）以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下。 （2）规律：随着元素核电荷数的递增，除H、He外，元素原子最外层电子数呈现 的周期性变化。只有K层的原子，2个电子为稳定结构，除此之外均8个电子为稳定结构。 2.元素化合价的规律性变化 （1）对1～18号元素，以元素的原子序数为横坐标，元素的最高化合价和最低化合价为纵坐标，绘制折线图如图所示： （2）规律： ①随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现 (氧、氟除外)的周期性变化、最低负化合价呈 现 的周期性变化。 ②元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外) |元素的最低负化合价|＝8－最外层电子数 元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8(氢除外) 【典例1】下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是 A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．N、O、F最高正化合价依次增大 D．Na、K、Rb的电子层数依次增多 【变式1-1】某元素的气态氢化物化学式为HR，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为 A．HRO B．HRO2 C．HRO3 D．HRO4 【变式1-2】原子序数从3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是 A．电子层数 B．电子数 C．原子半径 D．化合价 【变式1-3】某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为 A．4 B．5 C．6 D．7 题型02 简单粒子半径的大小比较 1.简单粒子是指单核粒子——即原子或单原子形成的离子，如：Cl、Cl－及Na＋。 2.简单粒子半径的大小比较：“三看”法 “一看”电子层数：当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大(简称“层多径大”)。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。 “二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小(简称“序大径小”)。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)；r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 “三看”核外电子数：同种元素的不同粒子，核外电子数越多，半径越大。 例：r(Cl－)>r(Cl)；r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 【典例2】下列粒子半径大小比较正确的是 A．Mg＞Na＞Li B．P＞S＞O C．Na+＜Mg2+＜Al3+ D．O2－＜F－＜Cl－ 【变式2-1】下列粒子半径大小的比较中，正确的是 A．Na+<Mg2+<Al3+<O2- B．S2->Cl->Na+>Al3+ C．Na<Mg<Al<S D．Cs+>Rb+>Na+>K+ 【变式2-2】已知下列原子的半径： 原子 N S O 半径 0.70 1.06 0.66 1.17 根据以上数据，P原子的半径可能是 A． B． C． D． 【变式2-3】下列各组微粒半径的大小比较错误的是 A． B． C． D． 题型03 元素的金属性和非金属性的比较 1.金属性强弱的判断依据 （1）同一主族从上到下，元素的金属性逐渐增强。 （2）元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。 （3）元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则其金属性越强。 （4）金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的金属性强于B。 （5）在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的金属性。 （6）金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。 2.非金属性强弱的判断依据 （1）同一主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。 （2）非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。 （3）非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。 （4）元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则其非金属性越强。 （5）非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的非金属性强于B。 （6）非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。 3.以下几点不能用作判断元素金属性或非金属性强弱的依据 （1）原子失去或得到电子数目的多少。 （2）单质的熔点(状态)或氢化物的沸点等物理性质。 （3）非最高价含氧酸(如HClO、H2SO3等)的酸性。 （4）气态氢化物水溶液(无氧酸)的酸性。 【典例3】下列事实中，能说明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强的是 ①盐酸的酸性比氢硫酸（H2S水溶液）酸性强 ②HCl的稳定性比H2S强 ③相同条件下，Cl2与铁反应生成FeCl3 ，而S与铁反应生成FeS ④Cl2能与H2S反应生成S ⑤酸性强弱：硫酸<高氯酸 A．①②③④ B．②③④ C．①②③④⑤ D．②③④⑤ 【变式3-1】下列事实不能作为实验判断依据的是 A．钠和镁分别与冷水反应，判断金属活动性强弱 B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属活动性强弱 C．酸性H2CO3>H2SiO3，判断碳与硅的非金属活动性强弱 D．Br2与I2分别与足量的H2反应的难易，判断溴与碘的非金属活动性强弱 【变式3-2】下表中的事实与推论不符的是 序号 事实 推论 A 与冷水反应，Na比Mg剧烈 金属性：Na>Mg B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca>Mg C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S>C D HCl热稳定性比H2S强 非金属性：Cl>S A．A B．B C．C D．D 【变式3-3】下列说法中，不符合第三周期主族元素性质特征的是 A．从左到右原子半径逐渐减小 B．从左到右非金属性逐渐增强 C．从左到右金属元素的最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱 D．从左到右非金属元素的氧化物的水化物的酸性逐渐增强 题型04 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叫作元素周期律。 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(最高化合价和最低化合价)都呈现周期性变化。 3.实质：元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。 【典例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，原子最外层电子数总是从1到8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从-7到-1重复出现 D．元素性质的周期性变化是指原子相对原子质量的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 【变式4-1】随着原子序数的递增，下列说法正确的是 A．最外层电子数逐渐增多 B．原子半径逐渐减小 C．元素的主要化合价逐渐增加 D．元素的化合价、原子半径、最外层电子数、得失电子能力呈周期性变化 【变式4-2】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 【变式4-3】门捷列夫对化学这一学科发展最大贡献在于发现了元素周期律。下列事实不能用元素周期律解释的有 A．碱性：KOH>Ca(OH)2>Mg(OH)2 B．稳定性：H2O>H2S>H2Se C．挥发性：HNO3>H3PO4>H2SO4 D．原子半径：P>S>Cl 题型05 元素周期表的分区 1.元素周期表的金属区和非金属区： 请填写出图中序号所示内容：①________；②________；③________；④________；⑤________；⑥________；⑦________；⑧________。 2.在分界线附近的元素，既能表现出一定的 性，又能表现出一定的 性。 【典例5】元素周期表中的金属和非金属元素的分界线用虚线表示。下列说法中正确的是 A．虚线的左侧全部是金属元素 B．非金属性最强的元素是氟，其最高价氧化物对应水化物酸性最强 C．第ⅠA族元素的金属性一定强于第ⅡA族元素 D．Si是半导体材料，Ge也可能是半导体材料 【变式5-1】在半导体的发展史中金属锗(Ge)是第一个被广泛使用的半导体材料，它在硅的下一周期，且与硅同主族。下列叙述不正确的是 A．锗位于金属区与非金属区的交界处 B．锗的最高价含氧酸是强酸 C．锗的单质具有半导体的性能 D．热稳定性： 【变式5-2】元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。下列说法不正确的是 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 A．元素在地壳上的分布和它们在元素周期表中的位置有密切关系 B．在元素周期表左下角可以寻找制备新型农药材料的元素 C．可在虚线附近寻找半导体材料(如、等) D．可在过渡元素中寻找耐高温材料 【变式5-3】下列关于现代元素周期表的说法错误的是 A．是元素周期律的具体表现形式 B．按照元素相对原子质量由小到大顺序排列的 C．对与化学相关的工农业生产有一定的指导作用 D．可在元素周期表中Si附近寻找新的半导体材料 题型06 同周期、同主族元素性质的变化规律 元素周期表中元素性质递变规律(稀有气体除外) 内容 同周期 (左→右) 同主族 (上→下) 原子 结构 电子层数 相同 增多 最外层电子数 1个→8个 (第1周期1→2) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素 性质 原子得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 原子失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 元素的金属性 逐渐减弱 逐渐增强 元素的非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 金属单质还原性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属单质氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 元素的主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外)，最低负价由－4→－1 最高正价数＝主族序数(O、F除外) 非金属气 态氢化物 形成 难→易 易→难 稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐增强 最高价氧化 物的水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱 碱性 逐渐减弱 逐渐增强 金属阳离子氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 非金属阴离子还原性 逐渐减弱 逐渐增强 【典例6】依据已知信息，下列对元素或物质性质的预测或推理不合理的是 选项 已知信息 预测或推理 A Na和Fe分别加入冷水中，Na反应剧烈，Fe无现象 元素Na的金属性比Fe强 B 与化合比与更容易 元素F的非金属性比Cl强 C Mg与Ba是同主族元素，且为沉淀 也是沉淀 D Ga与Al是同主族元素 碱性： A．A B．B C．C D．D 【变式6-1】下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．酸性： B．非金属性： C．碱性： D．酸性： 【变式6-2】关于元素周期表的说法正确的是 A．第ⅠA族元素均为金属元素 B．同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强 C．第Ⅷ族元素种类最多 D．同主族元素从上到下，原子半径逐渐减小 【变式6-3】利用如图装置研究同主族元素非金属性强弱。下列说法中不正确的是 实验 实验目的 试剂a 试剂b 试剂c ① 比较C与Si的非金属性 Na2CO3 _______ _______ ② 比较Cl与Br的非金属性 KMnO4 _______ NaOH溶液 A．实验①中试剂b和试剂c分别是Na2CO3溶液，Na2SiO3溶液 B．实验①中盛有试剂c的试管中有胶状物生成，证明非金属性C>Si C．实验②中试剂b可以是KBr溶液 D．实验②中NaOH溶液的作用主要是吸收多余的Cl2 题型07 元素周期表和元素周期律的应用 1.对化学研究的指导作用 (1)根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和 ，并研究元素性质的变化规律。 (2)根据元素的原子结构推测其在元素周期表中的位置和 。 (3)依据元素周期律和周期表，对元素性质进行系统研究，可以为新元素的发现，以及预测它们的原子结构 和 提供线索。 2.指导其他与化学相关的科学技术 【典例7】从已知到未知，周期律是化学家的预言书。下列运用元素周期律和周期表得出的推断，其中错误的是 A．镭是第族元素，其单质可与冷水直接发生反应 B．铟(In)和铝同为第族元素，常温下其单质与盐酸和溶液都可以反应 C．氢氧化铷是一种强碱，碱性比氢氧化钠更强 D．锗与硅均位于金属与非金属分界处，是良好的半导体材料 【变式7-1】下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．非金属性： B．酸性： C．碱性： D．热稳定性： 【变式7-2】关于元素周期表和元素周期律的应用有如下叙述： ①元素周期表是学习化学知识的一种重要工具； ②利用元素周期表可以预测新元素的原子结构和性质； ③利用元素周期表和元素周期律可以预言新元素； ④利用元素周期表可以指导寻找某些特殊的材料和稀有矿产。其中正确的是 A．①②③④ B．只有②③④ C．只有③④ D．只有②③ 【变式7-3】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是 A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性 B．第三周期主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数 C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构 D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同 题型08 元素“位—构—性”关系推断 1.由元素原子或离子的核外电子排布推断 2.由元素单质或化合物的性质(特性)推断 3.由元素在周期表中的位置推断 4.元素的“位—构—性”关系 5.元素“位—构—性”的特殊规律 (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(图中A、B、C位置)，可推出三者原子结构、性质方面的规律。如原子序数：C>B>A；原子半径：r(C)>r(A)>r(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；气态氢化物的稳定性：B>A>C；阴离子的还原性：C>A>B。 若A、B、C为金属元素，则金属性：C>A>B：单质的还原性：C>A>B；最高价氧化物对应水化物的碱性：C>A>B；阳离子的氧化性：B>A>C。 (2)“对角线”规则 在第二、三周期中，某些元素处于不同的主族，但其化学性质却很相似，如Li与Mg、Be与Al、B与Si等，这一规律称为“对角线”规则[注意：此对角线只能是左上右下的对角线，即第二周期第N主族元素与第三周期第(N＋1)主族元素的性质相似](图中A、D位置)。应用此规则可根据已知元素及其化合物的性质，推导陌生元素及其化合物的性质。 【典例8】甲、乙、丙、丁4种短周期元素在元素周期表中的位置如下表所示，乙原子最外层电子数是内层的3倍。下列说法不正确的是 A．原子半径：丙>丁 B．甲、乙之间能形成多种化合物 C．最高价氧化物对应水化物的酸性：丁>甲 D．丙的氢氧化物能溶于强酸或强碱溶液 【变式8-1】短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，其中只有Y、Z处于同一周期且相邻，Z是地壳中含量最多的元素，W是短周期中金属性最强的元素。下列说法正确的是 A．原子半径：r(X)<r(Y)<r(Z)<r(W) B．W的最高价氧化物对应的水化物是一种弱碱 C．Y单质的氧化性比Z的强 D．X、Y、Z三种元素可以组成酸、碱、盐 【变式8-2】X、Y、Z、W、T表示五种短周期主族元素，其原子序数和原子半径的关系如图所示。X元素的L层电子数是K层的3倍，X与T同主族，Z是地壳中含量最多的金属元素，单质W可用于制作计算机芯片。下列说法正确的是 A．简单离子半径：Z>X B．电解熔融的Z的最高价氧化物可制得单质Z C．最简单氢化物的热稳定性：X>Y D．最高价含氧酸的酸性：W>T 【变式8-3】X、Y、Z、W均为前18号元素，原子序数依次增大。X原子最外层电子数是其内层电子数的3倍，Y在化合物中通常显+1价，Z元素电子层数等于其最外层电子数，W的原子核内有17个质子。下列说法不正确的是 A．Y形成的单质活泼性低于Z B．Z与X形成的化合物可与反应 C．W与X形成的化合物是非电解质 D．X、Y、Z形成的简单离子的电子数相同 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第二节 元素周期律 题型01 原子结构和元素的化合价的周期性变化 题型02 简单粒子半径的大小比较 题型03 元素的金属性和非金属性的比较 题型04 元素周期律 题型05 元素周期表的分区 题型06 同周期、同主族元素性质的变化规律 题型07 元素周期表和元素周期律的应用 题型08 元素“位—构—性”关系推断 题型01 原子结构和元素的化合价的周期性变化 1.原子核外电子排布的周期性变化 （1）以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下。 （2）规律：随着元素核电荷数的递增，除H、He外，元素原子最外层电子数呈现从1到8的周期性变化。只有K层的原子，2个电子为稳定结构，除此之外均8个电子为稳定结构。 2.元素化合价的规律性变化 （1）对1～18号元素，以元素的原子序数为横坐标，元素的最高化合价和最低化合价为纵坐标，绘制折线图如图所示： （2）规律： ①随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)的周期性变化、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化。 ②元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外) |元素的最低负化合价|＝8－最外层电子数 元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8(氢除外) 【典例1】下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是 A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．N、O、F最高正化合价依次增大 D．Na、K、Rb的电子层数依次增多 【答案】C 【详解】A．Li、Be、B三种元素均位于第二周期，且从左往右依次排列，原子的最外层电子数依次增多，故A正确； B．P、S、Cl三种元素均位于第三周期，且从左往右依次排列，原子的最外层电子数依次增多，元素最高正化合价依次升高，故B正确； C．N、O、F三种元素均位于第二周期，且从左往右依次排列，原子的最外层电子数依次增多，但由于氟是非金属性最强的元素，氧和氟都没有正化合价，故C错误； D．Na、K、Rb都是碱金属元素，且从上到下依次排列，原子的电子层数依次增多，故D正确； 答案选C。 【变式1-1】某元素的气态氢化物化学式为HR，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为 A．HRO B．HRO2 C．HRO3 D．HRO4 【答案】D 【详解】某元素的气态氢化物化学式为HR，则R的最低负价为-1价，R元素位于第VIIA族，第VIIA族元素除F元素外其他元素最高正价为+7价，最高价氧化物对应水化物的化学式为HRO4，故选D。 【变式1-2】原子序数从3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是 A．电子层数 B．电子数 C．原子半径 D．化合价 【答案】B 【分析】原子序数从3～10的元素在同一周期,电子层数相同,随着核电荷数的递增,电子数逐渐增大,原子半径渐减小,最高化合价逐渐增大(0、F无正价除外)。 【详解】原子序数从3～10的元素在同一周期,电子层数相同,随着核电荷数的递增,电子数逐渐增大,原子半径渐减小,最高化合价逐渐增大(0、F无正价除外),所以随着核电荷数的递增而逐渐增大的是电子数； 综上所述，本题正确选项B。 【变式1-3】某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为 A．4 B．5 C．6 D．7 【答案】C 【详解】根据元素的最高正价+∣最低负价∣=8可知，最高正价与最低负价的代数和为4时元素原子的最外层电子数为6，故选项C正确。 题型02 简单粒子半径的大小比较 1.简单粒子是指单核粒子——即原子或单原子形成的离子，如：Cl、Cl－及Na＋。 2.简单粒子半径的大小比较：“三看”法 “一看”电子层数：当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大(简称“层多径大”)。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。 “二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小(简称“序大径小”)。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)；r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 “三看”核外电子数：同种元素的不同粒子，核外电子数越多，半径越大。 例：r(Cl－)>r(Cl)；r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 【典例2】下列粒子半径大小比较正确的是 A．Mg＞Na＞Li B．P＞S＞O C．Na+＜Mg2+＜Al3+ D．O2－＜F－＜Cl－ 【答案】B 【详解】A．同周期主族元素自左至右原子半径依次减小，所以半径Mg＜Na，A错误； B．同周期主族元素自左至右原子半径依次减小，所以半径P＞S，同主族自上而下原子半径依次增大，所以半径S＞O，即原子半径P＞S＞O，B正确； C．电子层数相同时，核电荷数越小，离子半径越大，所以半径Na+＞Mg2+＞Al3+，C错误； D．电子层数相同时，核电荷数越小，离子半径越大，所以半径O2－＞F－，D错误； 综上所述答案为B。 【变式2-1】下列粒子半径大小的比较中，正确的是 A．Na+<Mg2+<Al3+<O2- B．S2->Cl->Na+>Al3+ C．Na<Mg<Al<S D．Cs+>Rb+>Na+>K+ 【答案】B 【详解】A．Na+、Mg2+、Al3+、O2-四种微粒都是两个电子层，且核外电子排布相同，核电荷数越多，离子半径越小，所以离子半径Al3+＜Mg2+＜Na+＜O2-，故A错误； B．S2-、Cl-有三个电子层，Na+、Al3+都是两个电子层，电子层越多，半径越大；电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小，所以离子半径：S2-＞Cl-＞Na+＞Al3+，故B正确； C．同一周期，核电荷数越多，原子半径越小，所以Na＞Mg＞Al＞S，故C错误； D．电子层越多，半径越大，所以Cs+>Rb+>K+>Na+，故D错误； 故选B。 【变式2-2】已知下列原子的半径： 原子 N S O 半径 0.70 1.06 0.66 1.17 根据以上数据，P原子的半径可能是 A． B． C． D． 【答案】A 【详解】P是第三周期元素，位于硅与硫元素之间，根据元素周期律可知，磷原子的半径应在原子和S原子之间。 故答案选A。 【变式2-3】下列各组微粒半径的大小比较错误的是 A． B． C． D． 【答案】C 【详解】A. 同主族自上而下原子半径增大，故原子半径，故A正确； B. 核外电子排布相同，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径，故B正确； C. 同周期从左向右原子半径减小，则半径为，故C错误； D. 最外层电子数相同，电子层越多离子半径越大，阴离子半径大于相应的原子半径，故半径，故D正确。 综上所述，答案为C。 题型03 元素的金属性和非金属性的比较 1.金属性强弱的判断依据 （1）同一主族从上到下，元素的金属性逐渐增强。 （2）元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。 （3）元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则其金属性越强。 （4）金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的金属性强于B。 （5）在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的金属性。 （6）金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。 2.非金属性强弱的判断依据 （1）同一主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。 （2）非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。 （3）非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。 （4）元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则其非金属性越强。 （5）非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的非金属性强于B。 （6）非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。 3.以下几点不能用作判断元素金属性或非金属性强弱的依据 （1）原子失去或得到电子数目的多少。 （2）单质的熔点(状态)或氢化物的沸点等物理性质。 （3）非最高价含氧酸(如HClO、H2SO3等)的酸性。 （4）气态氢化物水溶液(无氧酸)的酸性。 【典例3】下列事实中，能说明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强的是 ①盐酸的酸性比氢硫酸（H2S水溶液）酸性强 ②HCl的稳定性比H2S强 ③相同条件下，Cl2与铁反应生成FeCl3 ，而S与铁反应生成FeS ④Cl2能与H2S反应生成S ⑤酸性强弱：硫酸<高氯酸 A．①②③④ B．②③④ C．①②③④⑤ D．②③④⑤ 【答案】D 【详解】比较元素的非金属性可以根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，和氢气化合的难易程度以及相应氢化物的稳定性，或者是非金属单质之间的相互置换能力，也可以根据与同一种金属反应时金属化合价的高低来比较。所以选项D正确，答案是D。 【变式3-1】下列事实不能作为实验判断依据的是 A．钠和镁分别与冷水反应，判断金属活动性强弱 B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属活动性强弱 C．酸性H2CO3>H2SiO3，判断碳与硅的非金属活动性强弱 D．Br2与I2分别与足量的H2反应的难易，判断溴与碘的非金属活动性强弱 【答案】B 【详解】A. 可以用金属与水或酸反应的剧烈程度，来判断金属活动性强弱，A正确； B. 钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，是因为钠太活泼，与水反应生成碱和氢气，反应产生的碱再和盐发生复分解反应，因此不能从CuSO4溶液中不能置换出铜，B错误； C. 元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性就越强，所以可根据酸性H2CO3>H2SiO3，判断碳与硅的非金属活动性强弱，C正确； D. 元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，故Br2与I2分别与足量的H2反应的难易，判断溴与碘的非金属活动性强弱，D正确； 故合理选项是B。 【变式3-2】下表中的事实与推论不符的是 序号 事实 推论 A 与冷水反应，Na比Mg剧烈 金属性：Na>Mg B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca>Mg C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S>C D HCl热稳定性比H2S强 非金属性：Cl>S A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】试题分析：A、判断金属性强弱：与水反应剧烈程度，越剧烈，说明金属性越强，即金属性：Na>Mg，故说法正确；B、最高价氧化物对应水化物碱性越强，金属性越强，因此金属性：Ca>Mg，故说法正确；C、最高价氧化物对应水化物酸性越强，非金属性越强，但SO2中S不是最高价,故说法错误；D、非金属性越强，其氢化物越稳定，因此非金属性Cl>S，故说法正确。 考点：考查金属性、非金属性强弱的比较等知识。 【变式3-3】下列说法中，不符合第三周期主族元素性质特征的是 A．从左到右原子半径逐渐减小 B．从左到右非金属性逐渐增强 C．从左到右金属元素的最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱 D．从左到右非金属元素的氧化物的水化物的酸性逐渐增强 【答案】D 【分析】 【详解】A. 第三周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，A正确； B. 第三周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强，B正确； C. 第三周期主族元素从左到右金属性逐渐减弱，因此金属元素的最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱，C正确； D. 应该是第三周期主族元素从左到右非金属元素的最高价氧化物的水化物的酸性逐渐增强，D错误； 答案选D。 题型04 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叫作元素周期律。 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(最高化合价和最低化合价)都呈现周期性变化。 3.实质：元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。 【典例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，原子最外层电子数总是从1到8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从-7到-1重复出现 D．元素性质的周期性变化是指原子相对原子质量的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 【答案】B 【详解】A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数从1到8的规律仅适用于第二周期及以后，而第一周期（H到He）最外层电子数从1到2，A错误； B．元素周期律的核心是元素性质随原子序数递增呈现周期性变化，B正确； C．最低化合价并非从-7开始，例如第二周期主族元素最低负价为-4（如C）到-1（如F），且部分元素（如O、F）无最高正价，C错误； D．元素性质的周期性变化源于电子排布的周期性变化，而非相对原子质量的周期性变化，D错误； 故选B。 【变式4-1】随着原子序数的递增，下列说法正确的是 A．最外层电子数逐渐增多 B．原子半径逐渐减小 C．元素的主要化合价逐渐增加 D．元素的化合价、原子半径、最外层电子数、得失电子能力呈周期性变化 【答案】D 【详解】A．随着原子序数的递增，最外层电子数呈周期性变化，故A错误； B．随着原子序数的递增，原子半径呈周期性变化，故B错误； C．随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，故C错误； D．随着原子序数的递增，元素的化合价、原子半径、最外层电子数、得失电子能力呈周期性变化，故D正确； 选D。 【变式4-2】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。 【变式4-3】门捷列夫对化学这一学科发展最大贡献在于发现了元素周期律。下列事实不能用元素周期律解释的有 A．碱性：KOH>Ca(OH)2>Mg(OH)2 B．稳定性：H2O>H2S>H2Se C．挥发性：HNO3>H3PO4>H2SO4 D．原子半径：P>S>Cl 【答案】C 【详解】A．同周期元素自左至右金属性减弱，同主族元素自上而下金属性增强，所以金属性K＞Ca＞Mg，金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的碱性越强，所以碱性KOH＞Ca(OH)2＞Mg(OH)2，可以用元素周期律解释，故A不符合题意； B．同主族元素自上而下非金属性减弱，所以非金属性O＞S＞Se，非金属性越强氢化物越稳定，所以稳定性H2O＞H2S＞H2Se，可以用元素周期律解释，故B不符合题意； C．挥发性与分子间作用力有关，与元素周期律无关，故C符合题意； D．同周期元素从左到右原子半径减小，则原子半径：P＞S＞Cl，可以用元素周期律解释，故D不符合题意； 综上所述答案为C。 题型05 元素周期表的分区 1.元素周期表的金属区和非金属区： 请填写出图中序号所示内容：①________；②________；③________；④________；⑤________；⑥________；⑦________；⑧________。 提示：增强　Al　Si　非金属　金属　增强　增强　增强 2.在分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。 【典例5】元素周期表中的金属和非金属元素的分界线用虚线表示。下列说法中正确的是 A．虚线的左侧全部是金属元素 B．非金属性最强的元素是氟，其最高价氧化物对应水化物酸性最强 C．第ⅠA族元素的金属性一定强于第ⅡA族元素 D．Si是半导体材料，Ge也可能是半导体材料 【答案】D 【详解】A．虚线的左侧除了氢元素以外，其他全部都是金属元素，A错误； B．非金属性最强的元素是氟，但氟没有正价，B错误； C．同周期第ⅠA族元素的金属性强于第ⅡA元素，且第ⅠA族中的氢元素的金属性弱于第ⅡA元素，C错误； D．Si和Ge都位于金属元素与非金属元素的分界线处附近，Si是半导体，Ge也可能是半导体，D正确； 故选D。 【变式5-1】在半导体的发展史中金属锗(Ge)是第一个被广泛使用的半导体材料，它在硅的下一周期，且与硅同主族。下列叙述不正确的是 A．锗位于金属区与非金属区的交界处 B．锗的最高价含氧酸是强酸 C．锗的单质具有半导体的性能 D．热稳定性： 【答案】B 【详解】A．锗是半导体材料，位于金属区和非金属区的交界处，A正确； B．同一主族从上向下非金属性逐渐减弱，非金属性越弱，其最高价氧化物对应的水化物酸性越弱，锗的非金属性比碳弱，碳酸是弱酸，则锗的最高价含氧酸也是弱酸，B错误； C．锗是半导体材料，其单质具有半导体的性能，C正确； D．非金属性越弱，其氢化物越不稳定，锗的非金属性比硅弱，，D正确； 答案选B。 【变式5-2】元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。下列说法不正确的是 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 A．元素在地壳上的分布和它们在元素周期表中的位置有密切关系 B．在元素周期表左下角可以寻找制备新型农药材料的元素 C．可在虚线附近寻找半导体材料(如、等) D．可在过渡元素中寻找耐高温材料 【答案】B 【详解】A．元素在地壳上的分布和它们在元素周期表中的位置有密切关系，如科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少等，A正确； B．农药中常含有氟、氯、硫、磷、砷等元素，它们都位于元素周期表右上角，B不正确； C．在金属与非金属元素的分界线附近的元素，既具有某些金属的性质，又具有某些非金属元素的性质，可在虚线附近寻找半导体材料(如、等)，C正确； D．耐高温材料的熔点高，它们通常为过滤元素构成的合金，所以可在过渡元素中寻找耐高温材料，D正确； 故选B。 【变式5-3】下列关于现代元素周期表的说法错误的是 A．是元素周期律的具体表现形式 B．按照元素相对原子质量由小到大顺序排列的 C．对与化学相关的工农业生产有一定的指导作用 D．可在元素周期表中Si附近寻找新的半导体材料 【答案】B 【详解】A．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，正确反映了元素性质的周期性变化，A正确； B．现代元素周期表按原子序数（即质子数）由小到大排列，而非相对原子质量，早期门捷列夫周期表曾按相对原子质量排列，但现代已修正，B错误； C．元素周期表能指导工农业生产，例如预测元素性质、寻找催化剂或材料等，C正确； D．半导体材料（如Si、Ge）位于金属与非金属分界线附近，在Si附近寻找半导体材料合理，D正确； 答案选B。 题型06 同周期、同主族元素性质的变化规律 元素周期表中元素性质递变规律(稀有气体除外) 内容 同周期 (左→右) 同主族 (上→下) 原子 结构 电子层数 相同 增多 最外层电子数 1个→8个 (第1周期1→2) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素 性质 原子得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 原子失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 元素的金属性 逐渐减弱 逐渐增强 元素的非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 金属单质还原性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属单质氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 元素的主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外)，最低负价由－4→－1 最高正价数＝主族序数(O、F除外) 非金属气 态氢化物 形成 难→易 易→难 稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐增强 最高价氧化 物的水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱 碱性 逐渐减弱 逐渐增强 金属阳离子氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 非金属阴离子还原性 逐渐减弱 逐渐增强 【典例6】依据已知信息，下列对元素或物质性质的预测或推理不合理的是 选项 已知信息 预测或推理 A Na和Fe分别加入冷水中，Na反应剧烈，Fe无现象 元素Na的金属性比Fe强 B 与化合比与更容易 元素F的非金属性比Cl强 C Mg与Ba是同主族元素，且为沉淀 也是沉淀 D Ga与Al是同主族元素 碱性： A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A．金属活动性可通过与水反应的剧烈程度判断，Na反应剧烈说明金属性更强，A正确； B．F2与H2更易化合说明F的非金属性更强，B正确； C．ⅡA族中，从上到下氢氧化物溶解度增大，Ba(OH)2应易溶而非沉淀，C错误； D．同主族中金属性随原子半径增大而增强，Ga(OH)3碱性应强于Al(OH)3，D正确； 故答案为C。 【变式6-1】下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．酸性： B．非金属性： C．碱性： D．酸性： 【答案】D 【详解】A．S和P同周期，同一周期主族元素从左到右非金属性增强，最高价氧化物的水化物的酸性增强，即酸性H2SO4＞H3PO4，可用元素周期律解释，A不符合题意； B．Cl和Br同主族，同一主族元素从上到下电子层数增加、原子半径增大，非金属性减弱，Cl的非金属性更强，可用元素周期律解释，B不符合题意； C．Na和Mg同周期，同一周期主族元素从左到右金属性减弱，Na的金属性更强，其最高价氧化物的水化物，即氢氧化物碱性NaOH＞Mg(OH)2，可用元素周期律解释，C不符合题意； D．HCl为强酸、H2S为弱酸，HCl的酸性强于H2S，虽然Cl的非金属性比S强，但元素周期律通常用于比较最高价氧化物对应水合物的酸性，而HCl和H2S并非Cl、S的最高价含氧酸，不能用元素周期律解释，D符合题意； 故答案为：D。 【变式6-2】关于元素周期表的说法正确的是 A．第ⅠA族元素均为金属元素 B．同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强 C．第Ⅷ族元素种类最多 D．同主族元素从上到下，原子半径逐渐减小 【答案】B 【详解】A．第ⅠA族包含氢（非金属），因此并非全为金属元素，故A错误； B．同周期主族元素从左到右，核电荷增加，原子半径减小，非金属性逐渐增强（如第三周期Na到Cl），故B正确； C．第ⅢB族包含镧系和锕系（共30种），远多于第Ⅷ族的12种，故C错误； D．同主族从上到下电子层数增加，原子半径逐渐增大（如Li到Cs），故D错误； 答案选B。 【变式6-3】利用如图装置研究同主族元素非金属性强弱。下列说法中不正确的是 实验 实验目的 试剂a 试剂b 试剂c ① 比较C与Si的非金属性 Na2CO3 _______ _______ ② 比较Cl与Br的非金属性 KMnO4 _______ NaOH溶液 A．实验①中试剂b和试剂c分别是Na2CO3溶液，Na2SiO3溶液 B．实验①中盛有试剂c的试管中有胶状物生成，证明非金属性C>Si C．实验②中试剂b可以是KBr溶液 D．实验②中NaOH溶液的作用主要是吸收多余的Cl2 【答案】A 【分析】同主族元素非金属性由上向下逐渐减弱。 【详解】A．实验①的目的是比较C与Si的非金属性，由于盐酸具有挥发性，试剂b是溶液，可以将锥形瓶中生成的和挥发出的HCl吸收，试剂b应选用饱和溶液，试剂c选用溶液，A错误； B．由选项A分析可知，实验①中盛有试剂c的试管中有胶状物生成即生成，证明非金属性C>Si，B正确； C．实验②的目的比较Cl与Br的非金属性，则锥形瓶中按照加入药品分析产生，还有挥发出来的HCl，试剂b如果是KBr溶液发生反应，溶液变为棕黄色，可证明氧化性>，可得结论非金属性：Cl>Br，C正确； D．实验②中NaOH溶液的作用主要是吸收多余的，防止污染空气，D正确； 故选A。 题型07 元素周期表和元素周期律的应用 1.对化学研究的指导作用 (1)根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质，并研究元素性质的变化规律。 (2)根据元素的原子结构推测其在元素周期表中的位置和性质。 (3)依据元素周期律和周期表，对元素性质进行系统研究，可以为新元素的发现，以及预测它们的原子结构和性质提供线索。 2.指导其他与化学相关的科学技术 【典例7】从已知到未知，周期律是化学家的预言书。下列运用元素周期律和周期表得出的推断，其中错误的是 A．镭是第族元素，其单质可与冷水直接发生反应 B．铟(In)和铝同为第族元素，常温下其单质与盐酸和溶液都可以反应 C．氢氧化铷是一种强碱，碱性比氢氧化钠更强 D．锗与硅均位于金属与非金属分界处，是良好的半导体材料 【答案】B 【详解】A．ⅡA族金属活动性从上到下增强，镭作为最下方元素，金属性极强，能与冷水剧烈反应，A正确； B．铟的金属性虽强于铝，但两性减弱，常温下不与NaOH溶液反应，B错误； C．同主族金属性增强，对应氢氧化物碱性增强，氢氧化铷碱性强于氢氧化钠，C正确； D．锗和硅位于分界线附近，具有半导体特性，推断合理，D正确； 故选B。 【变式7-1】下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．非金属性： B．酸性： C．碱性： D．热稳定性： 【答案】B 【详解】A．同主族从上往下元素的非金属性减弱，非金属性O＞S，可用元素周期律解释，A不符合题意； B．酸性HCl＞H2S，HCl和H2S并非最高价酸，其酸性强弱与非金属性无直接对应关系，不能用元素周期律解释，B符合题意； C．同周期从左往右元素的金属性逐渐减弱，金属性Na＞Mg，碱性NaOH＞Mg(OH)2，可用元素周期律解释，C不符合题意； D．同主族从上往下元素的非金属性减弱，非金属性N＞P，热稳定性NH3＞PH3，可用元素周期律解释，D不符合题意； 故选B。 【变式7-2】关于元素周期表和元素周期律的应用有如下叙述： ①元素周期表是学习化学知识的一种重要工具； ②利用元素周期表可以预测新元素的原子结构和性质； ③利用元素周期表和元素周期律可以预言新元素； ④利用元素周期表可以指导寻找某些特殊的材料和稀有矿产。其中正确的是 A．①②③④ B．只有②③④ C．只有③④ D．只有②③ 【答案】A 【解析】根据元素周期表可以知道元素的位置、结构、性质、原子序数等，是学习化学知识的一种重要工具，①正确；利用元素周期表，根据元素性质变化规律可以预测新元素的原子结构和性质，②正确；利用元素周期表和元素周期律可以预言新元素，③正确；在非金属元素区寻找研制新农药的元素，在过渡元素区寻找研制新型催化剂的元素等，利用元素周期表可以指导寻找某些特殊的材料，④正确。 【变式7-3】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是 A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性 B．第三周期主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数 C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构 D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同 【答案】B 【解析】处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属性，又表现非金属性，A项错误；主族元素(F、O除外)的最高正化合价等于它所处的主族序数，也等于其最外层电子数，B项正确；H＋、Li＋的最外层电子数分别是0、2，C项错误；同一主族元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数、原子半径不同，化学性质相似，不完全相同，D项错误。 题型08 元素“位—构—性”关系推断 1.由元素原子或离子的核外电子排布推断 2.由元素单质或化合物的性质(特性)推断 3.由元素在周期表中的位置推断 4.元素的“位—构—性”关系 5.元素“位—构—性”的特殊规律 (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(图中A、B、C位置)，可推出三者原子结构、性质方面的规律。如原子序数：C>B>A；原子半径：r(C)>r(A)>r(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；气态氢化物的稳定性：B>A>C；阴离子的还原性：C>A>B。 若A、B、C为金属元素，则金属性：C>A>B：单质的还原性：C>A>B；最高价氧化物对应水化物的碱性：C>A>B；阳离子的氧化性：B>A>C。 (2)“对角线”规则 在第二、三周期中，某些元素处于不同的主族，但其化学性质却很相似，如Li与Mg、Be与Al、B与Si等，这一规律称为“对角线”规则[注意：此对角线只能是左上右下的对角线，即第二周期第N主族元素与第三周期第(N＋1)主族元素的性质相似](图中A、D位置)。应用此规则可根据已知元素及其化合物的性质，推导陌生元素及其化合物的性质。 【典例8】甲、乙、丙、丁4种短周期元素在元素周期表中的位置如下表所示，乙原子最外层电子数是内层的3倍。下列说法不正确的是 A．原子半径：丙>丁 B．甲、乙之间能形成多种化合物 C．最高价氧化物对应水化物的酸性：丁>甲 D．丙的氢氧化物能溶于强酸或强碱溶液 【答案】C 【分析】由图可知，甲、乙为第二周期元素且相邻，丙、丁为第三周期元素且甲和丁同族，乙原子最外层电子数是内层的3倍，则乙为氧，甲为氮，丁为磷，丙为铝， 【详解】A．同周期元素，从左到右，原子半径减小，故原子半径：丙(Al)>丁(P)，A正确； B．由分析知，甲为氮，乙为氧，N、O可形成NO、NO2、N2O4等多种化合物，B正确； C．由分析可知，甲为氮，丁为磷，同一主族元素，从上到下，非金属性减弱，则甲的非金属性强于丁，最高价氧化物对应水化物的酸性： 甲>丁，C错误； D．丙为铝，氢氧化铝为两性氢氧化物，能溶于强酸或强碱溶液，D正确； 故答案选C。 【变式8-1】短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，其中只有Y、Z处于同一周期且相邻，Z是地壳中含量最多的元素，W是短周期中金属性最强的元素。下列说法正确的是 A．原子半径：r(X)<r(Y)<r(Z)<r(W) B．W的最高价氧化物对应的水化物是一种弱碱 C．Y单质的氧化性比Z的强 D．X、Y、Z三种元素可以组成酸、碱、盐 【答案】D 【解析】Z是地壳中含量最多的元素，则Z是O元素；W是短周期中金属性最强的元素，则W是Na元素； X、Y、Z原子序数依次增大，Y、Z处于同一周期且相邻，则Y是N元素， X是H元素。原子半径：r(X)<r(Z)<r(Y)<r(W)，A选项错误。W的最高价氧化物对应的水化物是NaOH，属于强碱，B选项错误。元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，因为非金属性：O>N，所以Z的单质(O2)的氧化性大于Y的单质(N2)的氧化性，C选项错误。X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是HNO3、NH3·H2O、NH4NO3，即为酸、碱、盐，D选项正确。 【变式8-2】X、Y、Z、W、T表示五种短周期主族元素，其原子序数和原子半径的关系如图所示。X元素的L层电子数是K层的3倍，X与T同主族，Z是地壳中含量最多的金属元素，单质W可用于制作计算机芯片。下列说法正确的是 A．简单离子半径：Z>X B．电解熔融的Z的最高价氧化物可制得单质Z C．最简单氢化物的热稳定性：X>Y D．最高价含氧酸的酸性：W>T 【答案】B 【分析】X、Y、Z、W、T表示五种短周期主族元素，X元素的L层电子数是K层的3倍，X为O，X与T同主族，T为S，Z是地壳中含量最多的金属元素，Z为Al，单质W可用于制作计算机芯片，W为Si，Y的原子序数大于O，半径小于O，Y为F。 【详解】A．电子层数相同，原子序数越大，离子半径越小，简单离子半径：，A错误； B．冶炼金属铝，需电解熔融态的氧化铝，B正确； C．元素非金属性越强，最简单氢化物的热稳定性越强，非金属性：，最简单氢化物的热稳定性：，C错误； D．元素非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强，非金属性：，最高价含氧酸的酸性：，D错误； 答案选B。 【变式8-3】X、Y、Z、W均为前18号元素，原子序数依次增大。X原子最外层电子数是其内层电子数的3倍，Y在化合物中通常显+1价，Z元素电子层数等于其最外层电子数，W的原子核内有17个质子。下列说法不正确的是 A．Y形成的单质活泼性低于Z B．Z与X形成的化合物可与反应 C．W与X形成的化合物是非电解质 D．X、Y、Z形成的简单离子的电子数相同 【答案】A 【分析】X原子最外层电子数是其内层电子数的3倍，X为O；Y 在化合物中通常显+1价，且原子序数比X大，Y 为Na；Z元素电子层数等于其最外层电子数，原子序数比Y大，Z为Al；W 的原子核内有17个质子，质子数等于原子序数，所以W为Cl。 【详解】A．Y（Na）的单质活泼性高于Z（Al），金属活动性顺序中Na在Al之前，A错误； B．Z与X形成的Al2O3是两性氧化物，可与NaOH反应生成，化学方程式：，B正确； C．WX2为ClO2，属于非电解质（熔融态或水溶液中不导电），C正确； D．O2-、Na+、Al3+的电子数均为10，D正确； 故选A。 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $