专题10 元素周期律（期末培优讲义）高一化学上学期人教版

该高中化学单元复习讲义以“位、构、性”关系为核心，通过对比表格系统梳理元素周期律知识体系，整合元素性质周期性变化、金属性非金属性判断、周期表位置确定等重点内容，结合易错提醒和规律总结，构建清晰知识脉络。 讲义亮点在于“典例分析+分层检测”设计，如通过金属铷与钠的性质对比推断题，培养科学思维中的证据推理能力，练习题分夯实基础、综合运用、思维拔高三层，帮助不同层次学生提升，教师可据此实施精准复习教学。

专题10 元素周期律 重点一 元素性质的周期性变化规律 内容 同周期(从左到右)(主族元素) 同主族(从上到下) 原子结构 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 主要化合价 一般从＋1→＋7(O、F除外)，从－4→－1 最高正化合价＝族序数(O、F除外) 元素 的性质 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 离子 阳离子氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 阴离子还原性 逐渐减弱 逐渐增强 简单氢化物 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 对应的水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱 碱性 逐渐减弱 逐渐增强 ■易错提醒 1．O没有＋6价、F无正价。 2．氟元素没有最高正价，不存在含氧酸，所以最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是高氯酸。 3．粒子半径的判断 同周期 序大径小 同一周期主族元素的原子或离子半径从左到到右随原子序数增大而变小 同主族 序大径大 同一主族元素的原子或离子半径从上而下随原子序数增大而增大 同元素 阴大阳小 同种元素的原子，原子半径比其阳离子半径大，比其阴离子半径小 同结构 序大径小 电子层结构相同的离子，其原子序数越大，离子半径越小 重点二 金属性、非金属性强弱判断 1．判断元素金属性强弱的5种依据 比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱，越易失去电子，金属性越强。 判断依据 规律 实例 原子结构(元素在周期表中的位置) 同周期元素从左到右，核电荷数越多，越难失去电子，金属性越弱 金属性：Na>Mg>Al 同主族元素从上到下，原子半径越大，越易失去电子，金属性越强 金属性：K>Na>Li 单质与水 或酸反应 金属单质与水或酸(非氧化性酸)反应越剧烈，元素的金属性越强 如Na与冷水反应剧烈，Mg与冷水反应缓慢，则金属性：Na>Mg 金属活动 性顺序 除第ⅠA族、第ⅡA族的金属单质外，前面的金属单质可以把后面的金属单质从其盐溶液中置换出来 如2Al＋3Hg(NO3)2===2Al(NO3)3＋3Hg，则金属性：Al>Hg 金属阳离子 的氧化性强弱 金属(非变价金属)阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱 如氧化性：Na＋<Mg2＋，则金属性：Na>Mg 最高价氧化 物对应水化 物的碱性 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强 如碱性：NaOH>Mg(OH)2，则金属性：Na>Mg 2．判断元素非金属性强弱的6种依据 比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子能力的强弱，越易得到电子，非金属性越强。 判断依据 规律 实例 原子结构(元素在周期表中的位置) 同周期元素从左到右，核电荷数越多，越易得到电子，非金属性越强 非金属性：F>O>N 同主族元素从上到下，原子半径越大，越不易得到电子，非金属性越弱 非金属性：F>Cl>I 单质与氢气化合的难易及氢化物的稳定性 单质越易与H2化合，生成的氢化物越稳定，元素的非金属性越强 H2＋F2===2HF，H2＋Cl22HCl，则非金属性：F>Cl。 稳定性：HF>HCl>HBr>HI，则非金属性：F>Cl>Br>I 非金属单质间的置换反应 较活泼的非金属单质可以把较不活泼的非金属单质从其盐溶液中置换出来 如Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2，则非金属性：Cl>Br 单质的氧化性或阴离子的还原性 非金属元素的简单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 还原性：S2－>Cl－，则非金属性：Cl>S 最高价氧化物对应水化物的酸性 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强 酸性：HClO4(高氯酸)>H2SO4，则非金属性：Cl>S ■易错提醒 1．元素金属性和非金属性强弱判断的根本依据是元素失去或得到电子的难易程度，与失去或得到电子的多少无关，如Na在反应中失去1个电子，Mg在反应中失去2个电子，但金属性Na＞Mg。 2．变价金属的离子的氧化性强弱与元素的金属性强弱不一定对应，如氧化性Cu2＋＜Fe3＋，而金属性Cu＜Fe。 3．金属性与非金属性是化学性质，与物质的物理性质如熔点高低、溶解性大小无关。 4．非金属的含氧酸，必须是最高价的含氧酸，如Cl是HClO4而不是HClO。 重点三 元素在元素周期表中的位置确定 1．元素在元素周期表中的位置确定 （1）根据原子序数确定 依据原子序数确定元素在元素周期表中的位置。如已知某元素原子序数为7，则确定其在周期表中位置的方法是先画出该元素的原子结构示意图，由其电子层数为2，确定其处于第二周期，由其最外层有5个电子确定其处在第ⅤA族。 （2）0族元素定位法确定主族元素的位置 ①比大小定周期 比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。 ②求差值定族数 原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ 若ΔZ＞0 则位于稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。即：若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA族或ⅡA族 若ΔZ＜0 则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|。即：若某元素原子序数比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA～ⅦA族 注意：需记住稀有气体元素的信息 0族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og 所在周期序数 一 二 三 四 五 六 七 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 2．元素周期表的金属区和非金属区 ①金属元素在分界线的左侧，但分界线的左侧并不都是金属元素，如氢元素属于非金属元素 ②元素周期表的左下方元素的金属性最强，右上方元素的(稀有气体元素除外)非金属性最强 ③由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性 3．金属元素与非金属元素的分界线 ■归纳总结 1．周期表中，11～17纵列数的个位数与族序数相等。 11 12 13 14 15 16 17 ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2．同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，具体如下： 周期 第二或第三周期 第四或第五周期 第六或第七周期 原子序数差值 1 11 25 3．同主族及0族上下相邻元素原子序数差 若为第ⅠA、ⅡA族元素 相差为上一周期全部元素种数 若为第ⅢA～ⅦA族、0族元素 相差为下一周期全部元素种数，如氯和溴的原子序数之差为35－17＝18(溴所在第四周期所含元素的种数)。 重点四 “位、构、性”关系及应用 1．元素的“位—构—性”之间的关系 同一元素的“位—构—性”关系可表示如下： 结构与位置的关系 结构位置 结构与性质的关系 结构性质 位置、结构和性质的关系 位置 结构 性质 同周期(左―→右) 最外层电子数递增 金属性减弱、非金属性增强 同主族(上―→下) 电子层数递增 金属性增强、非金属性减弱 2．元素“位—构—性”中的特殊关系 ①化合价关系 元素的最高正价和最低负价的绝对值之差与族序数的关系。 最高正价－|最低负价| 6 4 2 0 主族族序数 ⅦA ⅥA ⅤA ⅣA ②主族元素性质、存在和用途的特殊性 形成化合物最多的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素 C 氢化物在通常状况下呈液态的元素 O 最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素 Cl 元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素 Li、Na、F 空气中含量最多的元素 N 地壳中金属含量最高的元素或最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素 Al 用作半导体的元素 Si 焰色试验火焰呈黄色的元素 Na ③主族元素结构的特殊性 a．各层电子数关系：如X的最外层电子数是次外层电子数的3倍，则X是氧元素。 b．原子序数关系：短周期A、B元素，B的原子序数是A的2倍，则A是氧元素，B是硫元素。 （3）陌生元素的性质的推断 ①与同周期前、后元素相比较：依据同周期元素性质的递变规律推测元素的性质。 ②与同主族上、下元素相比较：依据同主族元素性质的递变规律推测元素的性质。比较不同周期，不同主族元素性质时，可借助“三角”规律进行推断。 若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，有关元素的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：C＞A＞B；金属性：C＞A＞B；非金属性：B＞A＞C。 ■归纳总结 1．短周期元素原子结构的几个特殊关系 特殊关系 元素 最外层电子数等于次外层电子数的一半 Li、Si 最外层电子数等于次外层电子数 Be、Ar 最外层电子数等于次外层电子数的2倍 C 最外层电子数等于次外层电子数的3倍 O 最外层电子数等于次外层电子数的4倍 Ne 最外层电子数等于电子层数 H、Be、Al 2．符合条件的短周期元素 族序数等于周期数的元素 H、Be、Al 族序数是周期数的2倍的元素 C、S 族序数是周期数的3倍的元素 O 周期数是族序数的2倍的元素 Li 周期数是族序数的3倍的元素 Na 最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素 S 最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素 C、Si 元素性质的周期性变化 【典例1】下列依据相关事实作出的分析解释或推断不正确的一组是 选项 事实 分析解释或推断 A 元素性质呈现周期性变化 元素原子核外电子排布周期性变化 B 乙酸、水和乙醇分别与钠反应的剧烈程度不同 氧氢键断裂的难易程度不同 C 与盐酸、NaOH均能反应，具有两性 推测IIIA族元素的氢氧化物都具有两性 D 乙酸酸性强于次氯酸 推测乙酸可以和次氯酸钠发生反应 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【解析】A．元素性质的周期性变化由原子核外电子排布周期性变化导致，A正确； B．乙酸、水、乙醇与钠反应的剧烈程度差异源于O-H键的断裂难易程度不同，B正确； C．Al(OH)3具有两性，但IIIA族其他元素的氢氧化物（如硼酸以酸性为主，铊的氢氧化物碱性显著）未必均有两性，推断以偏概全，C错误； D．乙酸酸性强于次氯酸，根据强酸制弱酸原理，乙酸可与次氯酸钠反应生成次氯酸，D正确； 故选C。 ■规律方法 1.主族元素主要化合价的确定方法 (1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。 (2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 (3)H的最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正化合价。 2.非金属元素对应氢化物的分子式书写规律 (1)第ⅥA族和第ⅦA族元素的氢化物分子式的书写符合正价元素在前、负价元素在后的一般规则，如H2S、H2Se、HF、HI等。 (2)第ⅢA族、第ⅣA族、第ⅤA族元素的氢化物分子式的书写则不符合分子式书写的一般规则，习惯上，把氢元素符号写在后面，非金属元素符号写在前面，如CH4、SiH4、NH3、PH3等。 【即时检测1-1】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 【解析】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。 【即时检测1-2】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 【解析】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。 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 【典例2】下列说法正确的是 A．原子序数越大，元素的最高正化合价一定越高 B．同周期元素从左到右，负化合价的绝对值逐渐减小 C．第ⅦA族元素的最高正化合价均为+7 D．金属元素无负化合价，非金属元素均可呈现负化合价 【答案】D 【解析】A．同周期元素从左到右最高正价依次增大（O、F除外），若元素在不同周期，原子序数越大，元素的最高正化合价不一定越大，如K为19号元素，最高正价为+1价，S为16号元素，最高正价为+6价，A错误； B．第二周期中O的最低负价为-2价，但O也存在-1价，如H2O2中的O为-1价，同周期的F负价也为-1价，因此同周期元素从左到右，负化合价的绝对值不一定逐渐减小，B错误； C．氟的非金属性最强，难以失去电子，无正化合价，因此第ⅦA族元素的最高正化合价并非均为+7，C错误； D．元素分为金属元素、非金属元素、稀有气体元素，金属只能失去电子呈现正价，非金属一般既能失去电子显正价（F除外），也能得到电子显负价，D正确； 故选D。 ■易错提醒 (1)元素非金属性和金属性的强弱实质是得失电子的难易。凡是能直接或间接地比较化学变化中元素原子得失电子的难易，即可比较元素非金属性和金属性的强弱。 (2)元素非金属性和金属性的强弱与元素原子得失电子的数目无关，如Na在反应中失去1个电子，Al在反应中失去3个电子，但是金属性：Na>Al。 【即时检测2-1】从原子序数11依次增加到17，下列叙述中正确的是 A．电子层数逐渐增多 B．原子半径逐渐增大 C．最高正化合价数值逐渐增大 D．从硅到氯负价从-1→-4 【答案】C 【分析】从原子序数11依次增加到17，为第三周期的元素。 【解析】A．同周期的元素，电子层数相同，故A错误； B．同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，故B错误； C．同周期元素从左到右，最高正化合价数值由+1逐渐增大到+7，故C正确； D．从硅到氯负价从-4→-1，故D错误； 选C。 【即时检测2-2】下列有关第三周期元素的性质，从左到右递变规律不正确的是 A．原子半径逐渐减小 B．最高正化合价逐渐增大 C．电子层数逐渐增多 D．元素的非金属性逐渐增强 【答案】C 【解析】A. 同周期从左到右，原子半径逐渐减小，A项正确； B. 同周期从左到右最外层电子数逐渐增多，最高正化合价等于最外层电子数，所以最高正化合价逐渐增大，B项正确； C. 第三周期主族元素，电子层数均为3，所以电子层数相同，C项错误； D. 同周期从左到右最外层电子数逐渐增多，得电子能力增强，非金属性逐渐增强，D项正确； 答案选C。 元素金属性和非金属性的递变 【典例3】金属铷(Rb)与金属钠位于同一主族，根据元素周期律推测，下列说法错误的是 A．Rb的原子半径比Na大 B．Rb的金属性比Na强 C．Rb与水反应会爆炸 D．RbOH的碱性比NaOH的碱性弱 【答案】D 【解析】A．铷（Rb）与钠（Na）同属第IA族（碱金属），Rb位于Na的下方，根据元素周期律，同族元素从上到下原子半径逐渐增大，因此Rb的原子半径大于Na，A正确； B．同族元素从上到下金属性（失电子能力）逐渐增强，Rb的金属性强于Na，B正确； C．碱金属与水反应的剧烈程度随金属性增强而增加，Na与水反应已较剧烈，Rb金属性更强，与水反应会剧烈爆炸，C正确； D．金属性越强，其氢氧化物碱性越强，Rb金属性强于Na，因此RbOH的碱性应比NaOH强，D错误； 故选D。 ■方法总结 元素金属性、非金属性强弱的判断方法 (1)金属性强弱的判断依据 ①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。 ②元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则其金属性越强。 ③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。 ④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。 ⑤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。 ②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。 ③元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。 ④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。 ⑤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。 【即时检测3-1】要比较钠和铝元素的金属性，下列实验方案不可行的是 A．根据两种元素的单质与水反应的剧烈程度 B．比较两种元素氢氧化物的碱性强弱 C．利用单质钠从铝盐溶液中置换出铝 D．观察氢氧化钠与氯化铝溶液的反应 【答案】C 【解析】A．通过单质与水反应的剧烈程度可以比较金属性，钠反应更剧烈，说明金属性强，A正确； B．比较氢氧化物的碱性，NaOH为强碱而Al(OH)3为两性氢氧化物，最高价氧化物对应水化物碱性越强金属性越强，B正确； C．钠投入铝盐溶液会先与水反应生成NaOH，无法置换出铝，实验现象不能证明金属性强弱，C错误； D．向AlCl3溶液中逐滴滴加NaOH溶液，可观察到先生成沉淀后溶解，证明Al(OH)3碱性弱于NaOH，间接说明钠金属性更强，D正确； 故选C。 【即时检测3-2】由下列操作及现象不能达到相应实验目的的是 实验目的 操作及现象 A 证明Mg的金属性强于Al 将金属Mg、Al和NaOH溶液组成原电池，用电流表测定外电路电流方向，电流方向： B 证明C的非金属性强于Si 将碳酸钠与硫酸反应后的气体通入硅酸钠溶液，产生白色胶状沉淀 C 验证增大浓度能加快化学反应速率 室温下，向两份酸性溶液中，分别加入2mL的溶液和溶液，后者褪色快 D 验证乙醇具有还原性 将在空气中灼烧变黑的铜丝趁热插入无水乙醇中，铜丝又恢复为红色 A．A B．B C．C D．D 【答案】A 【解析】A．原电池中电流方向由正极流向负极，在NaOH溶液中，Al能与NaOH反应而Mg不能，故Al为负极，Mg为正极，电流方向为；原电池中活泼金属一般为负极，实际镁金属性强于铝，而该原电池装置中铝为负极是因为铝能和强碱反应而镁不行，不能证明Mg金属性强于Al，A错误； B．碳酸钠与硫酸反应生成CO2，CO2通入硅酸钠溶液生成白色沉淀硅酸，证明酸性H2CO3＞H2SiO3，从而说明C的非金属性强于Si，B正确； C．，反应中草酸过量，高锰酸钾完全反应，高浓度H2C2O4使KMnO4褪色更快，说明增大反应物浓度能加快反应速率，C正确； D．灼烧变黑的铜丝趁热插入无水乙醇中，铜丝又恢复为红色，说明灼烧的CuO与乙醇反应生成Cu，乙醇被氧化，证明其具有还原性，D正确； 故选A。 元素周期表和周期律的应用 【典例4】日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为。已知：A、B、C和D为原子序数依次增大的前20号主族元素，D为金属元素。A与B同周期，A的最外层电子数是其次外层电子数的3倍，B的最外层电子数等于C与D的最外层电子数之和。下列说法正确的是 A．化合物为共价化合物 B．简单离子半径： C．非金属性： D．C元素最高价氧化物对应的水化物为强酸 【答案】B 【分析】A、B、C和D为原子序数依次增大的前20号主族元素，A的最外层电子数是其次外层电子数的3倍，则A为O元素；A与B同周期，且原子序数依次增大，则B为F元素；由化合物DB2中元素D、B的化合价可知，B（F）为-1价，D为+2价，且B的最外层电子数等于C与D的最外层电子数之和，原子序数B＜C＜D，则D为Ca元素，C为P元素； 【解析】A. 化合物DB2为CaF2，是离子化合物，A错误； B. 电子层数越多离子半径越大，在具有相同电子层结构时，核电荷数大的半径反而小，故简单离子半径：Ca2+＞O2-＞F-，B正确； C. 同周期从左向右非金属性增强，非金属性：F＞O，S＞P；同主族从上至下非金属减弱，非金属性：O＞S；故非金属性：F＞O＞P，即B＞A＞C，C错误； D. C为P元素，最高价氧化物对应水化物H3PO4为中强酸，D错误； 故答案选B。 ■易错提醒 主族元素在周期表中的特殊位置 (1)族序数等于周期数的元素：H、Be、Al； (2)族序数等于周期数2倍的元素：C、S； (3)族序数等于周期数3倍的元素：O； (4)周期数是族序数2倍的短周期元素：Li； (5)周期数是族序数3倍的短周期元素：Na； (6)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si； (7)最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S； (8)除H外，原子半径最小的元素：F； (9)最高价不等于族序数的元素：O、F。 【即时检测4-1】下列元素中，其原子半径最小的是 A．H B．Li C．Na D．K 【答案】A 【解析】原子半径在周期表中随周期数增加而增大，同族元素从上到下原子半径递增，H、Li、Na、K分别位于第一、二、三、四周期的第ⅠA族，同一主族从上到下原子半径逐渐增大，因此原子半径最小的是H； 故选A。 【即时检测4-2】以下是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是 A．原子半径：W>X>Y B．X、Y元素组成的化合物一定只含离子键 C．气态氢化物的稳定性：R<W D．Y、Z、R元素的最高价氧化物对应的水化物两两之间可以相互反应 【答案】D 【分析】由X无正化合价，负化合价为-2价可知，X为O；由题给原子序数和化合价可知，Y为Na、Z为Al、W为S、R为Cl。 【解析】A．同周期元素，从左到右原子半径依次减小，则硫原子的原子半径小于钠原子，故A错误； B．过氧化钠是含有离子键和共价键的离子化合物，故B错误； C．同周期元素，从左到右元素的非金属性依次增强，气态氢化物的稳定性依次增强，则氯化氢的稳定性强于硫化氢，故C错误； D．钠、铝、氯三种元素的最高价氧化物对应的水化物分别是氢氧化钠、氢氧化铝、高氯酸，氢氧化铝是两性氢氧化物，能与强碱氢氧化钠溶液反应生成盐和水，也能与强酸高氯酸溶液反应生成盐和水，故D正确； 故选D。 元素在周期表中的推断 【典例5】①～⑥均是元素周期表中短周期元素，它们的主要化合价和原子半径如下表所示： 元素 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ 主要化合价 +1 +1 +2 -2 -1 -1、+7 原子半径/nm 0.152 0.186 0.160 0.074 0.071 0.099 下列说法中正确的是 A．①的原子半径在它同主族的原子中最小 B．②与④形成的化合物中一定只含有离子键 C．⑥的单质常温下能与水发生置换反应 D．⑥的最高价氧化物对应的水化物是强酸 【答案】D 【分析】①∼⑥是周期表中第二、三周期的元素，根据元素的主要化合价和原子半径可知，①②为第ⅠA族元素，②的原子半径大，因此②为 Na，①为 Li；⑤和⑥为第ⅦA族元素，⑤没有正价，⑤为 F元素，则⑥为Cl元素；④只有-2价，且其原子半径大于⑤，则④为 O元素，③为+2 价，原子半径比①大，比②小，则③为Mg元素，据此回答。 【解析】A．①为Li，同主族中H的原子半径更小，A错误； B．②（Na）与④（O）可形成Na2O2，含离子键和共价键，B错误； C．⑥的单质（Cl2）与水反应生成HCl和HClO，非置换反应，C错误； D．⑥的最高价氧化物对应水化物为HClO4（强酸），D正确； 故选D。 ■规律总结 元素周期表结构中隐含的两条规律 1.同主族、邻周期元素的原子序数差 ①元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目。 ②元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。 2.同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数差 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数差 无 1 1 11 11 25 25 原因 增加了过渡元素 增加了过渡元素包括镧系或锕系元素 【即时检测5-1】短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，下列说法正确的是 A．X、Y、Z三种元素中，X的非金属性最强 B．Y的最高正化合价为+7价 C．常压下X单质的熔点比Z单质的低 D．Z的氢化物为强酸 【答案】C 【分析】由题意，X、Y、Z均为短周期元素，结合图中位置关系和短周期元素的位置可知，X为He、Y为F、Z为S。 【解析】A．He为稀有气体，非金属最弱，F的非金属性最强，故A错误； B．F无正价，故B错误； C．常压下，He单质为气体，S单质为固体，因此He单质的熔点比S单质的低，故C正确； D．Z的氢化物为,是一种弱酸，故D错误； 故答案选C。 【即时检测5-2】部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是 A．离子半径的大小顺序： B．x、z、d能形成既有离子键又有共价键的化合物 C．d、g、h三种元素电负性的大小为： D．h的氧化物的水化物酸性一定比g的氧化物的水化物酸性强 【答案】B 【分析】同周期元素从左到右半径依次减小，根据短周期元素原子半径的相对大小，X是第一周期元素，y、z、d是第二周期元素，e、f、g、h是第三周期元素，X显+1价，X是H元素；y、z、d依次显+4、+5、-2价，y、z、d分别是C、N、O元素；e、f、g、h依次显+1、+3、-2、-1价，e、f、g、h分别是Na、Al、S、Cl元素。 【解析】A．电子层数越多半径越大，电子层数相同，质子数越多半径越小，离子半径的大小顺序：S2->Cl->Na+>Al3+，故A错误； B．H、N、O能形成既有离子键又有共价键的化合物NH4NO3，故B正确； C．元素非金属性越强，电负性越大，O、S、Cl三种元素电负性的大小为：O>Cl>S，故C错误； D．HClO的酸性比H2SO4的酸性弱，故D错误； 选B。 夯实基础 1．（23-24高二下·湖南岳阳·月考）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 【解析】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。 2．元素周期表是元素周期律的必然产物，根据元素位置预测元素性质是周期表的用途之一。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．核外电子排布的周期性变化 D．原子序数的递增 【答案】C 【解析】元素原子的核外电子排布的周期性变化导致元素性质（金属性和非金属性，原子半径，化合价等）的周期性变化，则元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化，故C正确。 3．（23-24高一上·浙江·期末）下列关原子结构、元素周期律及元素周期表的叙述正确的是 A．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量低 B．所有主族元素原子的最外层电子数都等于元素的最高正化合价 C．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素 D．元素周期律体现了元素性质随着原子相对原子质量的递增而呈现周期性变化 【答案】A 【解析】A．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量低，离核较远的区域内运动的电子能量高，故A正确； B．不是所有主族元素原子的最外层电子数都等于元素的最高正化合价，例如氟没有正价，故B错误； C．副族元素和第Ⅷ族元素为过渡元素，不是元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素，故C错误； D．元素周期律体现了元素性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化，故D错误； 故选A。 4．元素周期律的实质是 A．核电荷数逐渐增大 B．元素化合价呈周期性变化 C．相对原子质量逐渐增大 D．核外电子排布呈周期性变化 【答案】D 【解析】A．同周期元素的核电荷数逐渐增大，但不能体现元素性质的周期性变化，所以不是元素周期律的实质，A不符合题意； B．元素化合价呈周期性变化，是元素周期律的具体体现中的一个方面，B不符合题意； C．同周期元素，相对原子质量总的来说逐渐增大，但有些元素出现反常，C不符合题意； D．元素原子的最外层电子数，决定了元素原子的性质，所以核外电子排布呈周期性变化是元素周期律的实质，D符合题意； 故选D。 5．（24-25高三上·上海·月考）溴与砷同周期，以下大小关系正确的是 A．非金属性： B．稳定性： C．酸性： D．还原性： 【答案】B 【解析】A．同主族元素从上而下非金属性逐渐减弱，则非金属性：，A错误； B．非金属性：N>As，则气态氢化物的稳定性：，B正确； C．非金属性：Br>As，则最高价氧化物对应水化物的酸性：，C错误； D．非金属性：Br>As，即单质的氧化性：Br>As，则还原性：，D错误； 故选B。 6．（23-24高一下·北京通州·期中）下列元素相比，原子半径最大的是 A．硅 B．磷 C．硫 D．氯 【答案】A 【解析】硅、磷、硫、氯为同周期元素，同周期从左到右，原子半径依次减小，则原子半径最大的是Si； 答案选A。 7．（23-24高一下·北京通州·期中）下列元素相比，金属性最强的是 A．K B．Na C．Li D．Al 【答案】A 【解析】因Na、Al均在第三周期，且原子序数依次增大，由同周期元素从左向右金属性减弱可知，金属性Na强于Al，Li、Na、K同主族，从上到下金属性增强，所以金属性K＞Na＞Li，则四种元素中金属性最强的是K； 答案选A。 8．（24-25高一上·天津南开·期末）运用元素周期律分析下面的推断，其中不正确的是 A．锂()与水反应比铍()与水反应剧烈 B．砹()为有色固体，难溶于水 C．铷()的燃烧产物比钠的燃烧产物更复杂 D．的酸性比的酸性强 【答案】D 【解析】A．同主族越靠右金属性越弱，则Li的金属性比Be强，其与水反应比铍()与水反应剧烈，A正确； B．砹(At)为第七周期、V II A族元素，该族元素单质的颜色逐渐加深，对于AgX的溶解度逐渐减小，B正确； C．对比锂和钠的燃烧产物可知，金属性越强，则其燃烧产物越复杂，铷的金属性大于钠，则在氧气中铷(Rb) 的燃烧产物比钠的燃烧产物更复杂，C正确； D．H-I键比H-F键长，键能较小，因此在水分子的作用下更容易断裂，从而更容易电离出H+离子，酸性更强，D错误； 故选D。 9．（24-25高一下·重庆·期末）短周期主族元素X、Y、Z的原子核外最外层电子数之和为14，它们在元素周期表中的位置如图所示。下列说法不正确的是 A．原子半径： B．简单氢化物稳定性： C．非金属性： D．元素最高价氧化物对应水化物的酸性： 【答案】C 【分析】设X的最外层电子数为x，则Y的最外层电子数为x-1，Z的最外层电子数为x，x+(x-1)+x=14，解得x=5，故X为N，Y为Si、Z为P。 【解析】A．同周期从左往右原子半径减小，同主族从上到下原子半径增大，故原子半径：，A正确； B．非金属性越强，简单气态氢化物越稳定，简单氢化物稳定性：，B正确； C．同周期从左往右非金属性增强，同主族从上到下非金属性减弱，非金属性：，C错误； D．非金属性越强，元素最高价氧化物对应水化物的酸性增强，故：，D正确； 故选C。 10．（24-25高一下·福建·期中）硒(Se)位于周期表第四周期ⅥA族，有抗癌、抗衰老等重要功能。下列说法正确的是 A．原子半径： B．热稳定性： C．Se的得电子能力比S强 D．既具有氧化性又具有还原性 【答案】D 【解析】A．和位于同一主族，从上到下，原子半径依次增大，则原子半径：，A错误； B．同主族元素从上到下，非金属性依次减弱，非金属性：，非金属性越强，其气态氢化物越稳定，则热稳定性：，B错误； C．非金属性：，则Se的得电子能力比S弱，C错误； D．Se元素最高价为+6、最低价为-2，中Se为+4价，处于中间价态，所以既有氧化性又有还原性，D正确； 故选D。 综合运用 11．（23-24高一上·天津滨海新·期末）下列说法不正确的是 A．同一原子中，在离核较远的区域运动的电子能量较高 B．元素性质周期性变化的根本原因是原子半径的周期性变化 C．元素周期表中，每一个横行叫做一个周期 D．元素周期表由主族、副族、0族构成 【答案】B 【解析】A．电子能量越低，挣脱原子核束缚的能力越弱，在距离原子核近的区域运动；电子能量越高，挣脱原子核束缚的能力越强，在距离原子核远的区域运动，A正确； B．元素性质周期性变化的根本原因是核外电子排布的周期性变化，B错误； C．元素周期表中，每一个横行叫做一个周期，C正确； D．元素周期表由主族、副族、0族构成，D正确； 故选B。 12．（23-24高一下·上海·期末）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 【解析】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。 13．（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 【解析】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。 14．（24-25高一下·北京·期末）已知：（砷）与为同族元素。下列说法不正确的是 A．As原子核外最外层有5个电子 B．是三元强酸 C．热稳定性： D．非金属性： 【答案】B 【解析】A．As与P同为VA族元素，最外层电子数为5，A正确； B．H3AsO4的酸性弱于H3PO4，磷酸为中强酸，则H3AsO4并非强酸，B错误； C．非金属性N＞P＞As，故NH3的热稳定性强于AsH3，C正确； D．同一周期从左到右非金属性逐渐增强，同一主族从上到下非金属性逐渐减弱，则Cl＞P＞As，则非金属性Cl＞As，D正确； 故选B。 15．（24-25高一上·贵州·期末）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 【解析】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。 16．（25-26高一上·浙江台州·期末）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 【解析】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。 17．（24-25高一上·天津河北·期末）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。 【解析】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。 18．（23-24高一上·全国·课后作业）部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示。下列说法不正确的是    A．x、h、d三种元素能形成具有强氧化性的酸 B．根据g、h的单质与Fe反应的情况，可以判断h的非金属性强于g C．工业上通过电解f、h形成的化合物制取f单质 D．x与其他元素可形成共价化合物或离子化合物 【答案】C 【分析】利用图中短周期元素的原子半径及主要化合价、原子序数关系，推出x为H、y为C、z为N、d为O、e为Na、f为Al、g为S、h为Cl。 【解析】A． H、Cl、O可以组成HClO等具有强氧化性的酸，故A正确； B．Fe与S反应生成FeS，Fe与Cl2反应生成FeCl3，可知氧化性：Cl2>S，得出Cl的非金属性强于S，故B正确； C．f、h形成的化合物是AlCl3，AlCl3属于共价化合物，熔融状态下不导电，工业上通过电解熔融Al2O3制取Al单质，故C错误； D．H与C、N、O等非金属元素形成共价化合物，H与Na反应生成NaH，NaH为离子化合物，故D正确； 故选：C。 思维拔高 19．（2025高一上·全国·专题练习）根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是 事实 推测 A Mg与冷水较难反应，Ca与冷水较易反应 Be(铍)与冷水更难反应 B HF是弱酸，HBr是强酸 HI是强酸 C Ca(OH)2、Ba(OH)2均为强碱 Sr(OH)2是弱碱 D Si与H2高温时反应，S与H2加热时反应 P与H2在高温时能反应 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【解析】A．Be位于Mg的上方，同主族金属活动性从上到下增强，因此Be与冷水反应比Mg更难，推测合理，A正确； B．VIIA族氢化物的酸性从上到下增强，HBr为强酸，HI酸性更强，推测合理，B正确； C．ⅡA族金属的最高价氢氧化物碱性从上到下增强，Ca(OH)2和Ba(OH)2均为强碱，Sr位于二者之间，Sr(OH)2应为强碱，推测其为弱碱不合理，C错误； D．同周期单质非金属性从左到右增强，非金属性S＞P＞Si，S与H2加热反应，Si需高温，推测P与H2在高温时能反应，符合非金属性递变规律，D正确； 故选C。 20．（24-25高一上·广东广州·期末）与元素周期表有关的下列说法正确的是 A．第二周期中金属性最强的是锂元素 B．1～20号元素中一共有6种金属元素 C．碱金属元素中原子半径最大的是K D．制造催化剂的元素只分布在主族中 【答案】A 【解析】A．第二周期中金属性最强的元素是第IA族的锂，因为同周期内金属性从左到右递减，Li位于第二周期最左侧，A正确； B．1～20号元素中的金属元素包括Li、Be、Na、Mg、Al、K、Ca，共7种，而非6种，B错误； C．碱金属中原子半径随周期数增加而增大，最大的是Cs，而非K，C错误； D．催化剂元素不仅分布在主族，也分布在副族等过渡金属，D错误； 故答案选A。 21．（24-25高一下·天津·月考）下列关于F、Cl、Br、I的比较中，不正确的是 A．它们的原子核外电子层数随核电荷数的增加而增多 B．它们的氢化物的稳定性随核电荷数的增加而增强 C．单质的氧化性随核电荷数的增加而减弱 D．单质的颜色随核电荷数的增加而加深 【答案】B 【解析】A．F、Cl、Br、I的原子核外电子层数分别为2、3、4、5，随核电荷数增加而增多，A正确； B．氢化物的稳定性与非金属性有关，F、Cl、Br、I的非金属性依次减弱，故氢化物的稳定性应随核电荷数增加而减弱，B错误； C．F2、Cl2、Br2、I2的氧化性随核电荷数增加（原子半径增大，原子核对电子吸引力减弱）而减弱，C正确； D．单质颜色从（浅黄绿色）、（黄绿色）、（深红棕色）到（紫黑色），逐渐加深，D正确； 故答案选B。 22．（24-25高一下·北京丰台·期末）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。 【解析】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。 23．（24-25高一下·贵州毕节·期末）为原子序数依次增大的短周期主族元素。W和Y同主族，且W的原子序数是Y的一半，元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱。下列叙述正确的是 A．原子半径： B．简单气态氢化物的稳定性： C．W与X形成的化合物中只含有离子键 D．元素的氧化物对应的水化物的酸性： 【答案】A 【分析】为原子序数依次增大的短周期主族元素。元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱，X为Na，W和Y同主族，且W的原子序数是Y的一半，W为O，Y为S，Z为Cl。 【解析】A．同周期从左往右原子半径逐渐减小，同主族从上往下原子半径逐渐增大，故原子半径：Na>S>O，A正确； B．同周期从左往右元素的非金属性逐渐增强，同主族从上往下元素的非金属性减弱，非金属性：O>Cl>S，稳定性：H2O>HCl>H2S，B错误； C．O与Na形成的化合物Na2O2中含有离子键和共价键（O-O键），并非仅含离子键，C错误； D．同周期从左往右元素的非金属性逐渐增强，非金属性：Cl>S，最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4 > H2SO4，题中未强调最高价氧化物对应的水化物，D错误； 故选A。 24．（24-25高一下·黑龙江大庆·期末）应用元素周期律有关知识，可以预测一些元素单质及其化合物的性质。下列预测中正确的是 ①第2周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性  ②砹(At)单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸  ③Li还原性较强，与O2在加热条件下生成Li2O2  ④硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体  ⑤硒化氢(H2Se)是无色、有毒、比H2S稳定的气体 A．②④ B．②③④ C．①③⑤ D．④⑤ 【答案】A 【解析】①N元素为第二周期非金属元素，其气态氢化物NH3溶于水显碱性，故①错误； ②卤族元素单质从上到下，单质由气体过渡为固体，颜色逐渐加深，则砹(At)单质为有色固体，AgAt与AgCl的性质相似，不溶于水也不溶于稀硝酸，故②正确； ③Li在氧气中燃烧的产物为Li2O，故③错误； ④同主族元素化合物的性质具有相似性和递变性，Ba与Sr同主族，且Sr在Ba下方，硫酸钡(BaSO4)是难溶于水的白色固体，则硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体，故④正确； ⑤元素的非金属性越强，其简单气态氢化物越稳定，非金属性：S>Se，则气态氢化物的稳定性：H2S>H2Se，故⑤错误； 综上所述正确的有②④； 答案选A。 25．（24-25高一下·福建龙岩·期末）元素周期表的诞生，开创了化学学科的新纪元。下图为部分短周期主族元素在周期表中的位置，按要求填写下列空格。 (1)元素⑥为 (填元素符号)，元素⑦在周期表中的位置是 。 (2)元素①的一种中子数为8的核素 (填核素符号)可测定文物的年代。用电子式表示元素④与⑧形成化合物的过程 。 (3)元素④、⑤、⑦、⑧形成的简单离子中，半径最大的是 (填离子符号)。 (4)常温下，元素④、⑤的最高价氧化物对应的水化物相互反应的离子方程式为 。 (5)写出能通过实验证明元素⑥、⑧非金属性强弱的化学方程式 ，并从原子结构的角度解释其非金属性强弱的原因 。 (6)由氢与元素②、③形成的10电子离子X、Y，可在加热条件下相互反应生成另两种10电子分子，写出对应的离子方程式 。 【答案】(1) Si 第三周期第ⅥA族 (2) (3)S2- (4)Al(OH)3＋OH-=[Al(OH)4]- (5) Na2SiO3＋2HClO4=2NaClO4＋H2SiO3↓ 硅与氯电子层数相同，氯的核电荷数多，原子半径小，原子核对外层电子的吸引力强，得电子能力强，所以氯非金属性比硅强 (6)＋OH-NH3↑＋H2O 【分析】根据元素在周期表中的位置，可知①为C，②为N，③为O，④为Na，⑤为Al，⑥为Si，⑦为S，⑧Cl； 【解析】（1）由分析可知元素⑥为Si，元素⑦为S，在周期表中的位置是第三周期第ⅥA族； （2） 元素①为C，它的一种中子数为8的核素为；用电子式表示元素④(Na)与⑧(Cl)形成化合物的过程为； （3）在Na+、Al3+、S2-、Cl-中，S2-、Cl-有三个电子层，Na+、Al3+有两个电子层，离子半径小于S2-、Cl-，S2-的核电荷数小于Cl-，故半径大于Cl-； （4）常温下，元素④、⑤的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH和Al(OH)3，相互反应的离子方程式为Al(OH)3＋OH-=[Al(OH)4]-； （5）能通过实验证明元素Si、Cl非金属性强弱的原理可以是强酸制弱酸，反应的方程式可以是Na2SiO3＋2HClO4=2NaClO4＋H2SiO3↓；从原子结构的角度解释其非金属性强弱的原因为硅与氯电子层数相同，氯的核电荷数多，原子半径小，原子核对外层电子的吸引力强，得电子能力强，所以氯非金属性比硅强； （6）由氢与元素N、O形成的10电子离子X、Y分别是NH和OH-，可在加热条件下相互反应生成NH3和H2O，反应的离子方程式为＋OH-NH3↑＋H2O。 26．（24-25高一上·天津南开·期末）元素周期律的发现，对化学的发展有很大影响。某兴趣小组的同学进行实验，验证元素周期律。回答下列问题： ．验证同周期元素性质的递变规律。 (1)用离子方程式解释现象1： 。 (2)对比分析现象1和现象2，说明沉淀X属于 (填“酸”“碱”或“两氧化物”)。 (3)现象4为 。 (4)该组实验可验证同周期元素金属性强弱：Mg Al(填“<”或“>”)。 ．探究同主族元素性质的递变规律。 (5)实验i溶液颜色变深，反应的离子方程式是 。 (6)实验ii观察到的现象是 ，甲同学根据此现象得出结论：Br2>I2，乙同学认为实验ii不能充分证明氧化性Br2>I2，其理由是 。 (7)从原子结构的角度解释同一主族元素从上到下元素的非金属性逐渐减弱的原因： 。 【答案】(1)Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O (2)碱 (3)沉淀逐渐溶解 (4)＞ (5)Cl2+2Br-=Br2+2Cl- (6) 溶液变为蓝色 实验i反应后的溶液可能Cl2还有剩余 (7)元素原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 【分析】Ⅰ．MgCl2与氨水反应产生Mg(OH)2白色沉淀和NH4Cl；将产生的白色沉淀分成两份，向其中一份中加入2 mol/LHCl，发现白色沉淀逐渐溶解变为无色溶液；向另一份中加入2 mol/LNaOH溶液，沉淀不溶解；AlCl3溶液与氨水反应产生Al(OH)3白色沉淀和NH4Cl；将产生的白色沉淀也分成两份，向其中一份中加入2 mol/LHCl，发现沉淀溶解变为无色溶液；向另一份中加入2 mol/LNaOH溶液，沉淀也能够溶解。说明Mg(OH)2属于碱，Al(OH)3为两性氢氧化物。 Ⅱ．向KBr溶液中滴入氯水，发生反应：Cl2+2KBr=2KCl+Br2，溶液变为橙色；将上述反应后的溶液加入KI溶液与淀粉溶液的混合物中，发现溶液变为蓝色，说明反应产生了I2，可能是发生反应：Br2+2KI=2KBr+I2，也可能是过量的氯水与KI发生反应：Cl2+2KI=2KCl+I2，I2遇淀粉，溶液变为蓝色。因此只能证明元素的非金属性：Cl＞Br，而不能证明元素的非金属性：Br＞I，即不能说明氧化性：Br2＞I2。 【解析】（1）MgCl2与氨水反应产生的白色沉淀是Mg(OH)2，沉淀X是Mg(OH)2，向其中滴加2 mol/L盐酸，发生复分解反应产生MgCl2、H2O，该反应的离子方程式为：Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O； （2）向Mg(OH)2白色沉淀中加入盐酸，沉淀溶解，向其中加入等浓度的NaOH溶液，沉淀不溶解，说明Mg(OH)2沉淀属于碱； （3）Al(OH)3白色沉淀既能与盐酸反应，也能够与NaOH溶液反应，说明Al(OH)3是两性氢氧化物，则现象4为白色沉淀逐渐溶解； （4）元素的金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性就越强。Mg(OH)2能溶于盐酸、不溶于NaOH溶液；Al(OH)3能溶于盐酸和NaOH溶液，说明Mg(OH)2属于碱、Al(OH)3是两性氢氧化物，则盐酸的金属性强弱：Mg＞Al； （5）实验i溶液颜色变深，说明氯水与KBr溶液反应生成了Br2单质，反应的离子方程式为Cl2+2Br-=Br2+2Cl-； （6）Cl2与KBr溶液发生置换反应：Cl2+2Br-=Br2+2Cl-，Br2与KI溶液发生置换反应：Br2+2KI=2KBr+I2，I2遇淀粉溶液变为蓝色，因此甲同学得出结论，物质的氧化性：Br2＞I2的结论，则实验ii观察到的现象是：溶液变为蓝色；乙同学认为实验ii不能充分该结论。这是应用发生ⅰ反应时，若氯水过量，氯水中氯气也能氧化KI生成I2，造成实验干扰，所以乙同学认为实验ii不能充分证明氧化性：Br2＞I2； （7）同一主族元素，原子核外最外层电子数相同，但从上到下，原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子获得电子的能力逐渐减弱，因此元素的非金属性逐渐减弱，元素单质的氧化性就逐渐减弱。 3 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题10 元素周期律 重点一 元素性质的周期性变化规律 内容 同周期(从左到右)(主族元素) 同主族(从上到下) 原子结构 电子层数 依次 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐 逐渐增大 主要化合价 一般从＋1→＋7(O、F除外)，从－4→－1 最高正化合价＝族序数(O、F除外) 元素 的性质 得电子能力 逐渐 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐 金属性 逐渐 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐 离子 阳离子氧化性 逐渐 逐渐减弱 阴离子还原性 逐渐减弱 逐渐 简单氢化物 稳定性 逐渐 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐 最高价氧化物 对应的水化物 酸性 逐渐 逐渐减弱 碱性 逐渐减弱 逐渐 ■易错提醒 1．O没有＋6价、F无正价。 2．氟元素没有最高正价，不存在含氧酸，所以最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是高氯酸。 3．粒子半径的判断 同周期 序大径小 同一周期主族元素的原子或离子半径从左到到右随原子序数增大而变小 同主族 序大径大 同一主族元素的原子或离子半径从上而下随原子序数增大而增大 同元素 阴大阳小 同种元素的原子，原子半径比其阳离子半径大，比其阴离子半径小 同结构 序大径小 电子层结构相同的离子，其原子序数越大，离子半径越小 重点二 金属性、非金属性强弱判断 1．判断元素金属性强弱的5种依据 比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱，越易失去电子，金属性越强。 判断依据 规律 实例 原子结构(元素在周期表中的位置) 同周期元素从左到右，核电荷数越 ，越难 电子，金属性 金属性：Na>Mg>Al 同主族元素从上到下，原子半径越 ，越易 电子，金属性越 金属性：K>Na>Li 单质与水 或酸反应 金属单质与水或酸(非氧化性酸)反应越剧烈，元素的金属性越 如Na与冷水反应剧烈，Mg与冷水反应缓慢，则金属性：Na>Mg 金属活动 性顺序 除第ⅠA族、第ⅡA族的金属单质外，前面的金属单质可以把后面的金属单质从其盐溶液中置换出来 如2Al＋3Hg(NO3)2===2Al(NO3)3＋3Hg，则金属性：Al Hg 金属阳离子 的氧化性强弱 金属(非变价金属)阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱 如氧化性：Na＋<Mg2＋，则金属性：Na Mg 最高价氧化 物对应水化 物的碱性 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强 如碱性：NaOH>Mg(OH)2，则金属性：Na>Mg 2．判断元素非金属性强弱的6种依据 比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子能力的强弱，越易得到电子，非金属性越强。 判断依据 规律 实例 原子结构(元素在周期表中的位置) 同周期元素从左到右，核电荷数越 ，越易 电子，非金属性越 非金属性：F>O>N 同主族元素从上到下，原子半径越 ，越不易 电子，非金属性越 非金属性：F>Cl>I 单质与氢气化合的难易及氢化物的稳定性 单质越易与H2化合，生成的氢化物越稳定，元素的非金属性越 H2＋F2===2HF，H2＋Cl22HCl，则非金属性：F>Cl。 稳定性： ，则非金属性： 非金属单质间的置换反应 较活泼的非金属单质可以把较不活泼的非金属单质从其盐溶液中置换出来 如Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2，则非金属性：Cl Br 单质的氧化性或阴离子的还原性 非金属元素的简单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 还原性：S2－>Cl－，则非金属性： Cl S 最高价氧化物对应水化物的酸性 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强 酸性：HClO4(高氯酸)>H2SO4，则非金属性：Cl>S ■易错提醒 1．元素金属性和非金属性强弱判断的根本依据是元素失去或得到电子的难易程度，与失去或得到电子的多少无关，如Na在反应中失去1个电子，Mg在反应中失去2个电子，但金属性Na＞Mg。 2．变价金属的离子的氧化性强弱与元素的金属性强弱不一定对应，如氧化性Cu2＋＜Fe3＋，而金属性Cu＜Fe。 3．金属性与非金属性是化学性质，与物质的物理性质如熔点高低、溶解性大小无关。 4．非金属的含氧酸，必须是最高价的含氧酸，如Cl是HClO4而不是HClO。 重点三 元素在元素周期表中的位置确定 1．元素在元素周期表中的位置确定 （1）根据原子序数确定 依据原子序数确定元素在元素周期表中的位置。如已知某元素原子序数为7，则确定其在周期表中位置的方法是先画出该元素的原子结构示意图，由其电子层数为2，确定其处于第二周期，由其最外层有5个电子确定其处在第ⅤA族。 （2）0族元素定位法确定主族元素的位置 ①比大小定周期 比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。 ②求差值定族数 原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ 若ΔZ＞0 则位于稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。即：若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA族或ⅡA族 若ΔZ＜0 则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|。即：若某元素原子序数比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA～ⅦA族 注意：需记住稀有气体元素的信息 0族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og 所在周期序数 一 二 三 四 五 六 七 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 2．元素周期表的金属区和非金属区 ①金属元素在分界线的左侧，但分界线的左侧并不都是金属元素，如氢元素属于非金属元素 ②元素周期表的左下方元素的金属性最强，右上方元素的(稀有气体元素除外)非金属性最强 ③由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性 3．金属元素与非金属元素的分界线 ■归纳总结 1．周期表中，11～17纵列数的个位数与族序数相等。 11 12 13 14 15 16 17 ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2．同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，具体如下： 周期 第二或第三周期 第四或第五周期 第六或第七周期 原子序数差值 1 11 25 3．同主族及0族上下相邻元素原子序数差 若为第ⅠA、ⅡA族元素 相差为上一周期全部元素种数 若为第ⅢA～ⅦA族、0族元素 相差为下一周期全部元素种数，如氯和溴的原子序数之差为35－17＝18(溴所在第四周期所含元素的种数)。 重点四 “位、构、性”关系及应用 1．元素的“位—构—性”之间的关系 同一元素的“位—构—性”关系可表示如下： 结构与位置的关系 结构位置 结构与性质的关系 结构性质 位置、结构和性质的关系 位置 结构 性质 同周期(左―→右) 最外层电子数递增 金属性减弱、非金属性增强 同主族(上―→下) 电子层数递增 金属性增强、非金属性减弱 2．元素“位—构—性”中的特殊关系 ①化合价关系 元素的最高正价和最低负价的绝对值之差与族序数的关系。 最高正价－|最低负价| 6 4 2 0 主族族序数 ⅦA ⅥA ⅤA ⅣA ②主族元素性质、存在和用途的特殊性 形成化合物最多的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素 C 氢化物在通常状况下呈液态的元素 O 最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素 Cl 元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素 Li、Na、F 空气中含量最多的元素 N 地壳中金属含量最高的元素或最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素 Al 用作半导体的元素 Si 焰色试验火焰呈黄色的元素 Na ③主族元素结构的特殊性 a．各层电子数关系：如X的最外层电子数是次外层电子数的3倍，则X是氧元素。 b．原子序数关系：短周期A、B元素，B的原子序数是A的2倍，则A是氧元素，B是硫元素。 （3）陌生元素的性质的推断 ①与同周期前、后元素相比较：依据同周期元素性质的递变规律推测元素的性质。 ②与同主族上、下元素相比较：依据同主族元素性质的递变规律推测元素的性质。比较不同周期，不同主族元素性质时，可借助“三角”规律进行推断。 若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，有关元素的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：C＞A＞B；金属性：C＞A＞B；非金属性：B＞A＞C。 ■归纳总结 1．短周期元素原子结构的几个特殊关系 特殊关系 元素 最外层电子数等于次外层电子数的一半 Li、Si 最外层电子数等于次外层电子数 Be、Ar 最外层电子数等于次外层电子数的2倍 C 最外层电子数等于次外层电子数的3倍 O 最外层电子数等于次外层电子数的4倍 Ne 最外层电子数等于电子层数 H、Be、Al 2．符合条件的短周期元素 族序数等于周期数的元素 H、Be、Al 族序数是周期数的2倍的元素 C、S 族序数是周期数的3倍的元素 O 周期数是族序数的2倍的元素 Li 周期数是族序数的3倍的元素 Na 最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素 S 最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素 C、Si 元素性质的周期性变化 【典例1】下列依据相关事实作出的分析解释或推断不正确的一组是 选项 事实 分析解释或推断 A 元素性质呈现周期性变化 元素原子核外电子排布周期性变化 B 乙酸、水和乙醇分别与钠反应的剧烈程度不同 氧氢键断裂的难易程度不同 C 与盐酸、NaOH均能反应，具有两性 推测IIIA族元素的氢氧化物都具有两性 D 乙酸酸性强于次氯酸 推测乙酸可以和次氯酸钠发生反应 A．A B．B C．C D．D ■规律方法 1.主族元素主要化合价的确定方法 (1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。 (2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 (3)H的最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正化合价。 2.非金属元素对应氢化物的分子式书写规律 (1)第ⅥA族和第ⅦA族元素的氢化物分子式的书写符合正价元素在前、负价元素在后的一般规则，如H2S、H2Se、HF、HI等。 (2)第ⅢA族、第ⅣA族、第ⅤA族元素的氢化物分子式的书写则不符合分子式书写的一般规则，习惯上，把氢元素符号写在后面，非金属元素符号写在前面，如CH4、SiH4、NH3、PH3等。 【即时检测1-1】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 【即时检测1-2】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 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 【典例2】下列说法正确的是 A．原子序数越大，元素的最高正化合价一定越高 B．同周期元素从左到右，负化合价的绝对值逐渐减小 C．第ⅦA族元素的最高正化合价均为+7 D．金属元素无负化合价，非金属元素均可呈现负化合价 ■易错提醒 (1)元素非金属性和金属性的强弱实质是得失电子的难易。凡是能直接或间接地比较化学变化中元素原子得失电子的难易，即可比较元素非金属性和金属性的强弱。 (2)元素非金属性和金属性的强弱与元素原子得失电子的数目无关，如Na在反应中失去1个电子，Al在反应中失去3个电子，但是金属性：Na>Al。 【即时检测2-1】从原子序数11依次增加到17，下列叙述中正确的是 A．电子层数逐渐增多 B．原子半径逐渐增大 C．最高正化合价数值逐渐增大 D．从硅到氯负价从-1→-4 【即时检测2-2】下列有关第三周期元素的性质，从左到右递变规律不正确的是 A．原子半径逐渐减小 B．最高正化合价逐渐增大 C．电子层数逐渐增多 D．元素的非金属性逐渐增强 元素金属性和非金属性的递变 【典例3】金属铷(Rb)与金属钠位于同一主族，根据元素周期律推测，下列说法错误的是 A．Rb的原子半径比Na大 B．Rb的金属性比Na强 C．Rb与水反应会爆炸 D．RbOH的碱性比NaOH的碱性弱 ■方法总结 元素金属性、非金属性强弱的判断方法 (1)金属性强弱的判断依据 ①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。 ②元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则其金属性越强。 ③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。 ④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。 ⑤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。 ②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。 ③元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。 ④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。 ⑤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。 【即时检测3-1】要比较钠和铝元素的金属性，下列实验方案不可行的是 A．根据两种元素的单质与水反应的剧烈程度 B．比较两种元素氢氧化物的碱性强弱 C．利用单质钠从铝盐溶液中置换出铝 D．观察氢氧化钠与氯化铝溶液的反应 【即时检测3-2】由下列操作及现象不能达到相应实验目的的是 实验目的 操作及现象 A 证明Mg的金属性强于Al 将金属Mg、Al和NaOH溶液组成原电池，用电流表测定外电路电流方向，电流方向： B 证明C的非金属性强于Si 将碳酸钠与硫酸反应后的气体通入硅酸钠溶液，产生白色胶状沉淀 C 验证增大浓度能加快化学反应速率 室温下，向两份酸性溶液中，分别加入2mL的溶液和溶液，后者褪色快 D 验证乙醇具有还原性 将在空气中灼烧变黑的铜丝趁热插入无水乙醇中，铜丝又恢复为红色 A．A B．B C．C D．D 元素周期表和周期律的应用 【典例4】日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为。已知：A、B、C和D为原子序数依次增大的前20号主族元素，D为金属元素。A与B同周期，A的最外层电子数是其次外层电子数的3倍，B的最外层电子数等于C与D的最外层电子数之和。下列说法正确的是 A．化合物为共价化合物 B．简单离子半径： C．非金属性： D．C元素最高价氧化物对应的水化物为强酸 ■易错提醒 主族元素在周期表中的特殊位置 (1)族序数等于周期数的元素：H、Be、Al； (2)族序数等于周期数2倍的元素：C、S； (3)族序数等于周期数3倍的元素：O； (4)周期数是族序数2倍的短周期元素：Li； (5)周期数是族序数3倍的短周期元素：Na； (6)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si； (7)最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S； (8)除H外，原子半径最小的元素：F； (9)最高价不等于族序数的元素：O、F。 【即时检测4-1】下列元素中，其原子半径最小的是 A．H B．Li C．Na D．K 【即时检测4-2】以下是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是 A．原子半径：W>X>Y B．X、Y元素组成的化合物一定只含离子键 C．气态氢化物的稳定性：R<W D．Y、Z、R元素的最高价氧化物对应的水化物两两之间可以相互反应 元素在周期表中的推断 【典例5】①～⑥均是元素周期表中短周期元素，它们的主要化合价和原子半径如下表所示： 元素 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ 主要化合价 +1 +1 +2 -2 -1 -1、+7 原子半径/nm 0.152 0.186 0.160 0.074 0.071 0.099 下列说法中正确的是 A．①的原子半径在它同主族的原子中最小 B．②与④形成的化合物中一定只含有离子键 C．⑥的单质常温下能与水发生置换反应 D．⑥的最高价氧化物对应的水化物是强酸 ■规律总结 元素周期表结构中隐含的两条规律 1.同主族、邻周期元素的原子序数差 ①元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目。 ②元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。 2.同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数差 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数差 无 1 1 11 11 25 25 原因 增加了过渡元素 增加了过渡元素包括镧系或锕系元素 【即时检测5-1】短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，下列说法正确的是 A．X、Y、Z三种元素中，X的非金属性最强 B．Y的最高正化合价为+7价 C．常压下X单质的熔点比Z单质的低 D．Z的氢化物为强酸 【即时检测5-2】部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是 A．离子半径的大小顺序： B．x、z、d能形成既有离子键又有共价键的化合物 C．d、g、h三种元素电负性的大小为： D．h的氧化物的水化物酸性一定比g的氧化物的水化物酸性强 夯实基础 1．（23-24高二下·湖南岳阳·月考）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 2．元素周期表是元素周期律的必然产物，根据元素位置预测元素性质是周期表的用途之一。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．核外电子排布的周期性变化 D．原子序数的递增 3．（23-24高一上·浙江·期末）下列关原子结构、元素周期律及元素周期表的叙述正确的是 A．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量低 B．所有主族元素原子的最外层电子数都等于元素的最高正化合价 C．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素 D．元素周期律体现了元素性质随着原子相对原子质量的递增而呈现周期性变化 4．元素周期律的实质是 A．核电荷数逐渐增大 B．元素化合价呈周期性变化 C．相对原子质量逐渐增大 D．核外电子排布呈周期性变化 5．（24-25高三上·上海·月考）溴与砷同周期，以下大小关系正确的是 A．非金属性： B．稳定性： C．酸性： D．还原性： 6．（23-24高一下·北京通州·期中）下列元素相比，原子半径最大的是 A．硅 B．磷 C．硫 D．氯 7．（23-24高一下·北京通州·期中）下列元素相比，金属性最强的是 A．K B．Na C．Li D．Al 8．（24-25高一上·天津南开·期末）运用元素周期律分析下面的推断，其中不正确的是 A．锂()与水反应比铍()与水反应剧烈 B．砹()为有色固体，难溶于水 C．铷()的燃烧产物比钠的燃烧产物更复杂 D．的酸性比的酸性强 9．（24-25高一下·重庆·期末）短周期主族元素X、Y、Z的原子核外最外层电子数之和为14，它们在元素周期表中的位置如图所示。下列说法不正确的是 A．原子半径： B．简单氢化物稳定性： C．非金属性： D．元素最高价氧化物对应水化物的酸性： 10．（24-25高一下·福建·期中）硒(Se)位于周期表第四周期ⅥA族，有抗癌、抗衰老等重要功能。下列说法正确的是 A．原子半径： B．热稳定性： C．Se的得电子能力比S强 D．既具有氧化性又具有还原性 综合运用 11．（23-24高一上·天津滨海新·期末）下列说法不正确的是 A．同一原子中，在离核较远的区域运动的电子能量较高 B．元素性质周期性变化的根本原因是原子半径的周期性变化 C．元素周期表中，每一个横行叫做一个周期 D．元素周期表由主族、副族、0族构成 12．（23-24高一下·上海·期末）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 13．（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 14．（24-25高一下·北京·期末）已知：（砷）与为同族元素。下列说法不正确的是 A．As原子核外最外层有5个电子 B．是三元强酸 C．热稳定性： D．非金属性： 15．（24-25高一上·贵州·期末）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 16．（25-26高一上·浙江台州·期末）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 17．（24-25高一上·天津河北·期末）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 18．（23-24高一上·全国·课后作业）部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示。下列说法不正确的是    A．x、h、d三种元素能形成具有强氧化性的酸 B．根据g、h的单质与Fe反应的情况，可以判断h的非金属性强于g C．工业上通过电解f、h形成的化合物制取f单质 D．x与其他元素可形成共价化合物或离子化合物 思维拔高 19．（2025高一上·全国·专题练习）根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是 事实 推测 A Mg与冷水较难反应，Ca与冷水较易反应 Be(铍)与冷水更难反应 B HF是弱酸，HBr是强酸 HI是强酸 C Ca(OH)2、Ba(OH)2均为强碱 Sr(OH)2是弱碱 D Si与H2高温时反应，S与H2加热时反应 P与H2在高温时能反应 A．A B．B C．C D．D 20．（24-25高一上·广东广州·期末）与元素周期表有关的下列说法正确的是 A．第二周期中金属性最强的是锂元素 B．1～20号元素中一共有6种金属元素 C．碱金属元素中原子半径最大的是K D．制造催化剂的元素只分布在主族中 21．（24-25高一下·天津·月考）下列关于F、Cl、Br、I的比较中，不正确的是 A．它们的原子核外电子层数随核电荷数的增加而增多 B．它们的氢化物的稳定性随核电荷数的增加而增强 C．单质的氧化性随核电荷数的增加而减弱 D．单质的颜色随核电荷数的增加而加深 22．（24-25高一下·北京丰台·期末）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 23．（24-25高一下·贵州毕节·期末）为原子序数依次增大的短周期主族元素。W和Y同主族，且W的原子序数是Y的一半，元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱。下列叙述正确的是 A．原子半径： B．简单气态氢化物的稳定性： C．W与X形成的化合物中只含有离子键 D．元素的氧化物对应的水化物的酸性： 24．（24-25高一下·黑龙江大庆·期末）应用元素周期律有关知识，可以预测一些元素单质及其化合物的性质。下列预测中正确的是 ①第2周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性  ②砹(At)单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸  ③Li还原性较强，与O2在加热条件下生成Li2O2  ④硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体  ⑤硒化氢(H2Se)是无色、有毒、比H2S稳定的气体 A．②④ B．②③④ C．①③⑤ D．④⑤ 25．（24-25高一下·福建龙岩·期末）元素周期表的诞生，开创了化学学科的新纪元。下图为部分短周期主族元素在周期表中的位置，按要求填写下列空格。 (1)元素⑥为 (填元素符号)，元素⑦在周期表中的位置是 。 (2)元素①的一种中子数为8的核素 (填核素符号)可测定文物的年代。用电子式表示元素④与⑧形成化合物的过程 。 (3)元素④、⑤、⑦、⑧形成的简单离子中，半径最大的是 (填离子符号)。 (4)常温下，元素④、⑤的最高价氧化物对应的水化物相互反应的离子方程式为 。 (5)写出能通过实验证明元素⑥、⑧非金属性强弱的化学方程式 ，并从原子结构的角度解释其非金属性强弱的原因 。 (6)由氢与元素②、③形成的10电子离子X、Y，可在加热条件下相互反应生成另两种10电子分子，写出对应的离子方程式 。 26．（24-25高一上·天津南开·期末）元素周期律的发现，对化学的发展有很大影响。某兴趣小组的同学进行实验，验证元素周期律。回答下列问题： ．验证同周期元素性质的递变规律。 (1)用离子方程式解释现象1： 。 (2)对比分析现象1和现象2，说明沉淀X属于 (填“酸”“碱”或“两氧化物”)。 (3)现象4为 。 (4)该组实验可验证同周期元素金属性强弱：Mg Al(填“<”或“>”)。 ．探究同主族元素性质的递变规律。 (5)实验i溶液颜色变深，反应的离子方程式是 。 (6)实验ii观察到的现象是 ，甲同学根据此现象得出结论：Br2>I2，乙同学认为实验ii不能充分证明氧化性Br2>I2，其理由是 。 (7)从原子结构的角度解释同一主族元素从上到下元素的非金属性逐渐减弱的原因： 。 3 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $