专题02 元素周期律和元素周期表 （期中复习讲义）高一化学下学期鲁科版

专题02 元素周期律和元素周期表 （期中复习讲义） 内 容 导 航 明·期中考情 把握命题趋势，明确备考路径 理·要点归纳 梳理核心脉络，扫除知识盲区 破·重难题型 题型分类突破，方法技巧精讲 题型01 元素周期律及其实质 题型02 微粒半径大小比较 题型03 元素周期表的结构 题型04 元素在周期表中的位置推断 题型05 同周期元素性质的递变规律 题型06 元素原子得失电子能力的强弱 题型07 碱金属元素 题型08 卤族元素 题型09 物质性质的预测 题型10 元素金属性和非金属性强弱的判断 题型11 元素“位—构—性”关系的应用 过·分层验收 阶梯实战演练，验收复习成效 核心考点 复习目标 考情规律 元素周期表的结构与编排原则 1. 能准确说出元素周期表的编排原则（按原子序数递增排列，将电子层数相同的元素排成横行，将最外层电子数相同的元素排成纵列）； 2. 能描述周期表的结构：7个周期（短周期：1、2、3周期；长周期：4、5、6、7周期），18个纵列（16个族，包括7个主族、7个副族、Ⅷ族和0族）； 3. 能根据原子序数推断元素在周期表中的位置（周期数＝电子层数，主族族序数＝最外层电子数）； 4. 能区分主族元素与副族元素、典型元素与过渡元素，能说出0族（稀有气体）和Ⅷ族的特殊位置。 多以选择题、填空题形式考查，侧重周期表结构的认知和位置推断。易错点：混淆主族与副族的族标（主族A、副族B），或误认为Ⅷ族是第8纵列（实际是第8、9、10三个纵列）。 元素周期律的内涵与内容 1. 能准确描述元素周期律：元素性质随原子序数递增而呈周期性变化的规律； 2. 能归纳出周期律的具体表现：原子半径、主要化合价、金属性/非金属性、第一电离能、电负性等随原子序数递增呈现周期性变化； 3. 能举例说明周期律的发现对化学发展的意义（如预测未知元素）。 常以选择题、简答题形式考查，侧重周期律概念的理解和具体表现。易错点：将周期律等同于原子半径或化合价的单一变化，忽略其综合性。 原子半径的变化规律及比较 1. 能解释同周期主族元素从左到右原子半径减小的原因（核电荷数增加，对电子吸引增强）； 2. 能解释同主族元素从上到下原子半径增大的原因（电子层数增加）； 3. 能熟练比较原子半径与离子半径的大小：同主族自上而下增大、同周期自左向右减小、电子层结构相同的离子核电荷数越大半径越小； 4. 能判断同一元素不同价态离子半径的大小（如Fe³⁺＜Fe²⁺）。 高频考点，选择题、填空题常考，侧重半径比较规律的应用。易错点：忽略稀有气体原子半径的突增，或比较电子层结构不同的离子时直接套用周期律。 元素主要化合价的周期性变化 1. 能熟记主族元素的最高正价与最低负价的计算公式（最高正价＝族序数，最低负价＝族序数－8）； 2. 能根据元素在周期表中的位置推断其常见化合价，并能书写相应氧化物的化学式； 3. 能说出副族元素常见化合价的不确定性（如锰有+2、+4、+6、+7等多种价态）。 多以选择题、填空题形式考查，侧重最高正价与最低负价的判断。易错点：误认为氧、氟有正价，或忽视金属元素一般无负价。 元素金属性与非金属性的递变规律 1. 能准确说出金属性和非金属性的定义（原子失电子/得电子的能力）； 2. 能根据同周期从左到右金属性减弱、非金属性增强，同主族从上到下金属性增强、非金属性减弱的规律判断元素性质的相对强弱； 3. 能运用实验事实判断金属性强弱：单质与水/酸反应置换氢的难易、最高价氧化物对应水化物的碱性、单质间的置换反应； 4. 能运用实验事实判断非金属性强弱：单质与氢气化合的难易、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性、单质间的置换反应。 高频考点，选择题、填空题、简答题均可能出现，侧重性质递变规律的应用及实验依据的判断。易错点：混淆金属性与失电子能力、非金属性与得电子能力的关系，或误将非金属性最强的元素记为氟（正确为氟）。 “位—构—性”综合推断 1. 能建立原子结构、元素周期表位置、元素性质三者之间的相互推断关系； 2. 能根据原子结构（电子层数、最外层电子数）推断元素在周期表中的位置及性质； 3. 能根据元素在周期表中的位置推断其原子结构及性质（原子半径、金属性、化合价等）； 4. 能运用元素周期律预测未知元素及其化合物的性质（如根据同主族元素性质相似性和递变性预测）； 5. 能解决简单的元素推断题，综合运用原子序数、周期表位置、化学式、反应现象等信息确定未知元素。 常以推断题、综合题形式考查，是期中考试区分度较高的题型，侧重“位—构—性”关系的综合运用。易错点：不能灵活运用多种信息交叉推断，或忽视“短周期元素”“主族元素”等限定条件。 元素周期表的应用——寻找新物质 1. 能说出元素周期表在寻找新材料、催化剂、农药等领域的应用； 2. 能举例说明在周期表中金属与非金属交界处寻找半导体材料（如硅、锗）； 3. 能举例说明在过渡元素中寻找催化剂和耐高温合金材料； 4. 能举例说明在氟、氯、硫、磷等元素附近寻找农药等。 多以选择题、填空题形式考查，侧重周期表实际应用的记忆。易错点：混淆半导体材料、催化剂、农药等对应的区域。 元素周期律与周期表的历史意义 1. 能说出门捷列夫编制第一张元素周期表的贡献（按原子量排列，预测未知元素）； 2. 能说出现代周期表按原子序数排列的依据（莫塞莱定律）； 3. 能认识周期表的发现对化学发展的推动作用。 常以选择题、简答题形式考查，侧重化学史和科学态度。易错点：误认为门捷列夫按原子序数排列（实际是按原子量）。 要点01 元素性质的变化规律 1．原子序数 (1)概念：元素在元素周期表中的序号。 (2)与其他量的关系 原子序数＝质子数＝核电荷数＝原子的核外电子数。 2．元素最高价与最低价的关系 元素最高正化合价＝最外层电子数(O、F除外)； 最低负化合价＝最外层电子数－8； |最高正化合价|＋|最低负化合价|＝8。 要点02 微粒半径大小判断 影响微粒半径的因素有：电子层数、核电荷数、核外电子数。一般地，电子层数越多，微粒半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对外层电子的吸引力越大，半径越小；当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，电子之间的斥力使半径趋于增大，故当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。在比较微粒半径时，一般先看电子层数，再看核电荷数，后看核外电子数。 1．一看电子层数 电子层数不同、最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大；如r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F－)<r(Cl－)＜r(Br－)<r(I－)。 2．二看核电荷数 电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)，r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 3．三看核外电子数 核电荷数相同时，电子数越多，半径越大；如r(Na＋)<r(Na)，r(Cl－)>r(Cl)。 4．微粒半径大小的规律 (1)电子层数相同时，最外层电子数越多，原子半径越小。 (2)最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。 (3)同种元素的微粒半径比较，核外电子数越多，微粒半径越大。 ①阳离子半径小于相应原子半径，如r(Na＋)＜r(Na)。 ②阴离子半径大于相应原子半径，如r(Cl－)＞r(Cl)。 ③不同价态的离子，价态越高，离子半径越小，如r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (4)电子层结构相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小，如r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 【方法技巧】 比较微粒半径时，首先要确定微粒间的相同点，即电子层数、核电荷数、核外电子排布是否相同，再利用 规律进行比较，反之，也可由微粒半径大小推断元素关系。 要点03 元素周期律 1．元素周期律的内容 随着元素原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、元素的化合价等均呈现周期性变化。 2．元素周期律的含义 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫作元素周期律。 3．元素周期律的实质 元素的原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。 要点04 元素周期表的结构 1.元素周期表的编排原则 ①横行 ②纵列 2.周期 周期类别 周期序数 起止元素原子序数 包括元素种数 核外电子层数 短周期 1 1～2 2 1 2 3～10 8 2 3 11～18 8 3 长周期 4 19～36 18 4 5 37～54 18 5 6 55～86 32 6 7 87～118 32 7 3.族 列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 族序数 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 类别 主族 副族 Ⅷ族 副族 主族 0族 最外层电子数 1 2 1～2(钯除外) 3 4 5 6 7 8(He为2 ) 4.元素周期表中金属与非金属的分区 要点05 ⅡA族、ⅤA族与过渡元素的性质 1.Ⅱ A族元素(碱土金属元素)的性质 元素 铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)、镭(Ra) 原子核外电子排布 最外层电子数均为2，电子层数依次增多 单质的物理性质 均为亮白色固体、具有良好的导电性 化学性质 均易失去最外层的2个电子，化学性质活泼，在自然界中都以化合态存在 2.焰色试验 （1）多种金属或其化合物在灼烧时能使火焰呈现特殊的颜色，亦称焰色反应，这是金属元素的物理(填“物理”或“化学”)性质。 （2）常见金属元素的焰色：钠元素为黄色、钾元素为浅紫色、钡元素为黄绿色、钙元素为砖红色、铜元素为蓝绿色。 3.ⅤA族元素(氮族元素)的性质 元素 氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、铋(Bi)、镆(Mc) 原子核外电子排布 最外层电子数均为5，电子层数依次增多 化学性质 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强 4.过渡元素的性质 元素 元素周期表中第3～12列(副族和Ⅷ族)中的元素，包括了大部分金属元素，如铁、铜、镍、银和金等 原子核外电子排布 最外层电子数为1～2(钯除外) 单质的物理性质 大部分单质既坚硬又有光泽，金、铜等单质具有独特的色泽；均具有良好的导电性 单质的化学性质 多数单质比较稳定，与空气和水反应缓慢或根本不能反应 要点06 原子序数与元素在周期表中位置的关系 1.同周期序差规律 原子序数 周期 ⅡA ⅢA 2、3 n n＋1 4、5 n n＋11 6、7 n n＋25 2.同主族序差规律 若A、B为同主族元素，A所在周期有m种元素，B所在周期有n种元素，A在B的上一周期，设A的原子序数为a。 (1)若A、B为ⅠA族或ⅡA族(位于过渡元素左边的元素)，则B的原子序数为(a＋m)。 (2)若A、B为ⅢA～ⅦA族(位于过渡元素右边的元素)，则B的原子序数为(a＋n)。 要点07 同周期主族元素原子结构与性质的递变规律 项目 同周期(从左到右，稀有气体除外) 最外层电子数 由1递增至7(第1周期除外) 主要化合价 最高正价：＋1→＋7(O、F除外) 负价：－4→－1 原子半径 逐渐减小 得、失电子能力 失电子能力减弱，得电子能力增强 单质的氧化性、还原性 还原性减弱，氧化性增强 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱，酸性增强 非金属的氢化物 形成由难到易，稳定性由弱到强 金属单质与水、酸反应 越来越难 同周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 要点08 元素原子得失电子能力强弱的判断依据 1.元素原子失去电子能力强弱的判断依据 (1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力越强。 (2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。 (3)金属与水或酸置换出氢时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。 (4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。 (5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。 2.元素原子得电子能力强弱的判断依据 (1)同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体)。 (2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。 (3)非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的气态氢化物越稳定，得电子能力越强。 (4)不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力：M>N。 3.元素金属性强弱的判断方法 (1)根据元素周期表判断 (2)根据金属活动性顺序判断 (3)根据单质及其化合物的性质判断 (4)金属单质间的置换反应 (5)根据离子的氧化性强弱判断 4.元素非金属性强弱的判断方法 (1)根据元素周期表判断 (2)根据单质及其化合物的性质判断 要点09 碱金属元素的原子结构与性质 1.碱金属元素原子结构和性质的相似性与递变性 (1)相似性 ①原子的最外电子层都有1个电子。 ②最高化合价均为＋1价。 ③都是活泼的金属元素，单质都能与氧气、水等物质发生反应。 ④最高价氧化物对应的水化物一般具有很强的碱性。 (2)递变性 结构和性质 递变规律 原子半径 单质的还原性 与H2O或O2反应的剧烈程度 最高价氧化物对应水化物的碱性 2.同主族(从上到下)元素性质的递变规律 (1)同主族元素性质的相似性 同主族元素原子的最外层电子数相同，所以同主族元素性质具有相似性。 (2)同主族元素性质的递变性 同主族元素原子从上到下，核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，元素原子的得电子能力(元素的非金属性)逐渐减弱，失电子能力(元素的金属性)逐渐增强。 3.碱金属元素单质的物理性质 (1)除铯(略带金色光泽固体)外，其余碱金属单质都是银白色固体；都比较软、有延展性、密度较小、导热性和导电性较好。 (2)从锂到铯单质的熔、沸点逐渐降低。 (3)元素周期表中元素性质的变化规律 结构与性质 同周期(左→右，主族元素) 同主族(上→下) 结 构 电子层数 相同 递增 最外层电子数 递增 相同 核内质子数 递增 递增 性质及应用 原子半径 递减 递增 失电子能力(金属性) 减弱 增强 得电子能力(非金属性) 增强 减弱 最高价氧化物对应水化物的酸性 增强 减弱 最高价氧化物对应水化物的碱性 减弱 增强 气态氢化物的热稳定性 增强 减弱 气态氢化物的还原性 减弱 增强 要点10 卤族元素的原子结构与性质 1．结构和性质的相似性 2．结构和性质的递变性 结构和性质 递变规律 原子半径 单质的氧化性 阴离子的还原性 与H2化合的难易程度 氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化 物的酸性(F除外) 3.卤素单质的物理性质 单质 颜色 状态 水溶液颜色 有机溶剂中的颜色 熔、沸点 F2 淡黄绿色 气体 — — 从氟到碘，熔、沸点逐渐升高 Cl2 黄绿色 气体 浅黄绿色 黄绿色 Br2 深红棕色 液体 橙黄色 橙色→橙红色 I2 紫黑色 固体 深黄色→褐色 深紫色→紫红色 4.卤素单质的化学性质 (1)都能与H2反应。 (2)都能与大多数金属反应，如2Fe＋3Br2===2FeBr3；Fe＋I2FeI2。 (3) (4)能与冷的稀碱溶液反应：X2＋2NaOH===NaX＋NaXO＋H2O(F2、I2除外)。 (5)卤素单质间的置换反应 将氯水滴入溴化钠溶液：2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2。 将溴水滴入碘化钾溶液：2KI＋Br2===2KBr＋I2。 5.卤族元素的特殊性 氟 (1)氟元素无正价，非金属性最强，F－的还原性最弱； (2)2F2＋2H2O===4HF＋O2，暗处即爆炸； (3)HF是弱酸，能腐蚀玻璃，故应保存在铅制器皿或塑料瓶中； (4)HF有毒； (5)在HX中HF沸点最高(HF分子间存在氢键) 溴 (1)Br2是深红棕色液体，易挥发； (2)Br2易溶于有机溶剂； (3)保存液溴的试剂瓶中加水，进行水封，不能用橡胶塞 碘 (1)淀粉遇I2变蓝色； (2)I2加热时易升华； (3)I2易溶于有机溶剂； (4)食用盐中加入KIO3可防治甲状腺肿大 要点11 预测硅及其化合物的性质 1．认识元素的角度 可以从元素在元素周期表中的位置、原子结构、元素性质三个角度认识元素。 2．从同主族和同周期相邻元素的性质预测硅的性质 (1)碳和硅都属于ⅣA族元素，按照同主族元素性质变化规律，硅和碳的最外层电子数都是4，都是非金属元素，硅的原子半径比碳的原子半径大，得电子能力比碳弱，非金属性比碳弱。 (2)硅和磷都是第3周期元素，电子层数相同，硅的最外层电子数比磷少，原子半径比磷大，得电子能力比磷弱，非金属性比磷弱。 3．硅单质及其重要化合物的性质 (1)硅单质 在元素周期表中的位置 第3周期ⅣA族 元素在自然界中的存在形式 只有化合态 物理性质 晶体硅为灰黑色固体，有金属光泽、硬度大、熔点高 用途 晶体硅用作半导体材料、硅芯片和硅太阳能电池 硅在参与化学反应时，一般表现还原性。 (2)二氧化硅 物质 二氧化硅 化学式 SiO2 物理性质 熔、沸点高，不溶于水 化 学 性 质 与水反应 不反应 与C反应 SiO2＋2CSi＋2CO↑ 与氢氟酸反应 SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O，该反应曾用于刻蚀玻璃 与碱(NaOH)反应 SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O， 盛碱液的试剂瓶要用橡胶塞 与盐反应 SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑ SiO2＋CaCO3CaSiO3＋CO2↑ 与碱性氧化物反应 SiO2＋CaOCaSiO3 主要用途 制造光导纤维，制光学仪器、电子部件，水晶可制作饰品 要点12 元素“位”“构”“性”之间的关系 1．结构与位置的关系 (1)电子层数＝周期序数； (2)质子数＝原子序数； (3)主族元素原子最外层电子数＝主族序数； (4)主族元素的最高化合价＝主族序数，最低化合价＝主族序数－8(一般规律)。 2．位置与性质的关系 (1)同周期主族元素从左到右，元素金属性减弱，非金属性增强。 (2)同主族元素从上到下，元素金属性增强，非金属性减弱。 (3)元素的化合价与元素所在主族的规律性 ①元素的最高正价与最低负价的代数和为0，则该元素位于ⅣA族。 ②元素的最高正价与最低负价的代数和为2，则该元素位于ⅤA族。 ③元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素位于ⅥA族。 ④元素的最高正价与最低负价的代数和为6，则该元素位于ⅦA族。 3．结构与性质的关系 题型一 元素周期律及其实质 【典例1】元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的根本原因是(　　) A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变 B．元素的金属性和非金属性呈周期性变化 C．元素原子核外电子排布呈周期性变化 D．元素化合价呈周期性变化 【答案】C 【解析】因结构决定性质，相对原子质量的递增与元素性质的变化没有必然的联系，选项A错误；因元素的金属性和非金属性属于元素的性质，则不能解释元素性质的周期性变化，选项B错误；因元素原子的核外电子排布随原子序数的递增而呈现周期性变化，则引起元素的性质的周期性变化，选项C正确；因元素的化合价属于元素的性质，则不能解释元素性质的周期性变化，选项D错误。 【变式探究】原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是(　　) A．电子层数 B．最外层电子数 C．原子半径 D．元素最高正化合价 【答案】C 【解析】原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是原子半径，随核电荷数的递增而逐渐增大的是最外层电子数和元素最高正化合价，而电子层数均为3。 【方法技巧】 (1) 元素性质周期性变化的根本原因是原子核外电子排布的周期性变化（每周期最外层电子数从1递增到8，下一周期重复）。因此，判断元素性质变化时，先确定其在周期表中的位置。 (2) 同周期从左到右，金属性减弱、非金属性增强；同主族从上到下，金属性增强、非金属性减弱。注意：O、F无最高正价，稀有气体一般不参与比较。 题型二 微粒半径大小比较 【典例2】下列粒子半径大小的比较正确的是(　　) A．Al3＋＜O2－ B．Cl－＞Br－ C．Mg＜Al D．K＜Na 【答案】A 【解析】Al3＋、O2－两种微粒的核外电子排布相同，核电荷数越大，离子半径越小，所以粒子半径：Al3＋＜O2－，A正确；Cl－有三个电子层，Br－有四个电子层，最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大，所以粒子半径：Cl－＜Br－，B错误；电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小，所以粒子半径：Mg＞Al，C错误；最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，所以粒子半径：K＞Na，D错误。 【变式探究】下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是(　　) A．r(K)＞r(Na)＞r(Li) B．r(Mg2＋)＞r(Na＋)＞r(F－) C．r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) D．r(Cl－)＞r(F－)＞r(F) 【答案】B 【解析】r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)，选项B不正确。 【方法技巧】 (1) 比较微粒半径的常用规律：①电子层数不同时，层数越多半径越大；②电子层数相同时，核电荷数越大半径越小（同电子层结构）；③同种元素不同微粒：阴离子＞原子＞阳离子，电子数越多半径越大。 (2) 对于具有相同电子层结构的离子（如O²⁻、F⁻、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺），核电荷数越大，离子半径越小。记忆口诀：“层同核大半径小”。 题型三 元素周期表的结构 【典例3】关于元素周期表，下列叙述不正确的是(　　) A．元素周期表中共有18个纵列，16个族 B．周期表中的族分为主族、副族和0族 C．过渡元素不全是副族元素 D．主族都是由短周期元素和长周期元素共同组成的族 【答案】C 【解析】根据元素周期表的结构知共有18个纵列，16个族，故A对；周期表中的族分为主族、副族和0族，故B对；过渡元素全部是副族元素，故C错；主族都是由短周期元素和长周期元素共同组成的族，故D对。 【变式探究】国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式元素周期表原先的主副族及族号取消，由左至右改为18列。如碱金属元素为第1列，稀有气体元素为第18列。按此规定，下列说法错误的是(　　) A．第9列元素中没有非金属元素 B．第15列元素原子最外层有5个电子 C．在整个18列元素中，第3列的元素种类最多 D．只有第2列元素原子最外层有2个电子 【答案】D 【解析】第9列都是金属元素，没有非金属元素，选项A正确；第15列是ⅤA族，选项B正确；第3列包括镧系和锕系元素，所以元素种类最多，选项C正确；ⅡA族元素的原子最外层有2个电子，但He及部分过渡元素原子最外层也有2个电子，选项D错误。 【方法技巧】 (1) 元素周期表有7个周期（短周期：1、2、3；长周期：4、5、6；不完全周期：7）、18个纵列、16个族（7个主族、7个副族、第Ⅷ族、0族）。第Ⅷ族占3个纵列（8、9、10列）。 (2) 过渡元素包括所有副族元素和第Ⅷ族元素，全部为金属元素。镧系和锕系各15种元素均位于第3列，因此第3列元素种类最多。 题型四 元素在周期表中的位置推断 【典例4】现有两种短周期元素A、B，原子序数分别为a、b，若a＋8＝b，则下列有关A、B的说法正确的是(　　) A．A和B一定在同主族 B．A和B一定在同周期 C．若A和B在相邻周期，则A、B一定同主族 D．A、B可能既不同周期，又不同主族 【答案】D 【解析】A、B可能不是同主族元素，如H元素与F元素，A错误；同周期的短周期元素，原子序数之差小于8，A、B两元素一定不在同周期，B错误；若A、B在相邻周期，A、B可能不是同主族元素，如H元素与F元素，C错误；若A为H元素，原子序数为1，B为F元素，原子序数为9，则符合题述，D正确。 【变式探究】已知元素砷(As)的原子序数为33，下列叙述正确的是(　　) A．砷元素的最高化合价为＋3价 B．砷元素是第5周期的主族元素 C．砷原子的第3个电子层含有18个电子 D．与砷同主族的上一周期元素原子序数为25 【答案】C 【解析】As原子结构示意图为，故为第4周期ⅤA族元素，最高化合价＝最外层电子数＝＋5价，与砷同主族的上一周期元素为15号磷。 【方法技巧】 (1) 根据原子序数推断位置：先确定所在周期（原子序数减去上一周期末尾稀有气体的原子序数，再根据每周期容纳元素数判断），再根据主族序数＝最外层电子数确定族。 (2) 相邻周期同主族元素原子序数之差：第1、2周期差2，第2、3周期差8，第3、4周期差8（若为过渡后则差18），第4、5周期差18，第5、6周期差32，第6、7周期差32。注意镧系、锕系的影响。 题型五 同周期元素性质的递变规律 【典例5】下列所述变化规律正确的是(　　) A．Na、Mg、Al还原性依次增强 B．HCl、PH3、H2S稳定性依次减弱 C．Al(OH)3、Mg(OH)2、NaOH碱性依次减弱 D．S2－、Cl－、K＋、Ca2＋的离子半径依次减小 【答案】D 【解析】Na、Mg、Al还原性依次减弱，A项错误；HCl、H2S、PH3稳定性依次减弱，B项错误；Al(OH)3、Mg(OH)2、NaOH碱性依次增强，C项错误；S2－、Cl－、K＋、Ca2＋核外电子排布相同，随原子序数递增离子半径逐渐减小，D项正确。 【变式探究】X、Y是同周期非金属元素，已知X原子比Y原子半径大，则下列叙述不正确的是(　　) A．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的弱 B．X的简单阴离子比Y的简单阴离子的还原性强 C．X的非金属性比Y的强 D．Y的气态氢化物比X的稳定 【答案】C 【解析】同周期非金属元素，原子半径：X＞Y，则原子序数：X＜Y，非金属性：X＜Y，最高价氧化物对应水化物的酸性：X＜Y，气态氢化物稳定性：X＜Y，C不正确，A、D正确；单质氧化性：X＜Y，对应简单阴离子还原性：X＞Y，B正确。 【方法技巧】 (1) 同周期元素（从左到右）：原子半径减小（稀有气体突然增大），金属性减弱、非金属性增强，最高价氧化物对应水化物酸性增强、碱性减弱，气态氢化物稳定性增强。 (2) 比较同周期非金属性强弱时，可用最高价含氧酸的酸性强弱、氢化物的稳定性、单质与氢气化合的难易程度等；但不能用氢化物的酸性强弱（如HF是弱酸，HCl是强酸，但F非金属性更强）。 题型六 元素原子得失电子能力的强弱 【典例6】将甲、乙两种金属的性质进行比较，可知①甲与H2O反应比乙与H2O反应剧烈　②甲单质能从乙的盐溶液中置换出乙单质　③甲的最高价氧化物对应水化物的碱性比乙的最高价氧化物对应水化物的碱性强　④与某非金属单质反应时甲原子失电子数目比乙原子失电子数目多　⑤甲单质的熔、沸点比乙单质的低　⑥高价阳离子氧化性甲比乙弱。 上述能说明甲的金属性比乙强的是(　　) A．①④ B．①②③⑥ C．③⑤ D．①②③④⑤ 【答案】B 【解析】比较金属性强弱的一般方法是看与酸或水反应的剧烈程度、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱、高价阳离子的氧化性强弱、置换反应等，而不能根据与非金属单质反应时失电子数目的多少，单质熔、沸点的高低等进行比较。 【变式探究】下列实验能达到预期目的的是(　　) 选项 实验操作 实验目的 A 向Na2SO3溶液中加稀盐酸产生气泡 非金属性：Cl>S B MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝的金属性强弱 C 测定相同浓度H2CO3、H2SO4两溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱 D Fe、Cu分别与浓硝酸反应 比较铁、铜的金属性强弱 【答案】C 【解析】MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2沉淀，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3沉淀，无法比较二者的金属性强弱，故B错误；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强，测定相同浓度H2CO3、H2SO4两溶液的pH，从而判断出碳、硫的非金属性强弱，故C正确；常温条件下，Fe遇浓硝酸发生钝化，Cu与浓硝酸可发生反应，不能判断出Fe、Cu的金属性强弱，故D错误。 【方法技巧】 (1) 比较金属性强弱（失电子能力）的依据：①单质与水或酸反应置换氢的剧烈程度；②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；③单质之间的置换反应；④阳离子的氧化性强弱（金属性越强，对应阳离子氧化性越弱）。 (2) 比较非金属性强弱（得电子能力）的依据：①单质与氢气化合的难易程度及氢化物的稳定性；②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；③单质之间的置换反应；④阴离子的还原性强弱（非金属性越强，对应阴离子还原性越弱）。 题型七 碱金属元素 【典例7】下列叙述正确的是(　　) A．碱金属性质相似，均为银白色(铯除外)的柔软金属，密度都比较小 B．钾与氧气或水反应比铷、铯的反应剧烈 C．碱金属单质的熔、沸点随原子序数的增加而升高 D．Li、Na、K都可以保存在煤油中 【答案】A 【解析】碱金属性质相似，均为银白色(铯除外)的柔软金属，密度都比较小，A正确；碱金属单质的熔、沸点随原子序数的增加而降低，C不正确；Na、K都可以保存在煤油中，Li的密度更小，要保存在石蜡中，D不正确。 【变式探究】下列关于Li、Na、K、Rb、Cs的叙述均正确的一组是(　　) ①金属性最强的是锂　②形成的离子中，氧化性最强的是锂离子　③在自然界中均以化合态形式存在　④Li的密度最小　⑤均可与水反应，产物均为MOH和H2　⑥它们在O2中燃烧的产物都有M2O和M2O2两种形式　⑦粒子半径：Rb＋>K＋>Na＋，Cs>Cs＋ A．①②③④⑤ B．③④⑤⑥⑦ C．①②④⑥⑦ D．②③④⑤⑦ 【答案】D 【解析】①同主族元素从上到下金属性依次增强，所以金属性最强的是铯，故错误；②同主族元素从上到下金属性依次增强，阳离子氧化性依次减弱，所以氧化性最强的是锂离子，故正确；③碱金属元素性质活泼，容易与空气中的氧气和水发生反应，所以在自然界中均以化合态形式存在，故正确；④碱金属单质的密度从上到下逐渐增大，所以Li的密度最小，故正确；⑤均可与水反应，产物均为MOH和H2，故正确；⑥锂只有Li2O一种氧化物，故错误；⑦Rb＋、K＋、Na＋电子层数依次减少，所以半径依次减小，Cs与Cs＋具有相同的质子数，但是Cs电子数多，所以半径大，故正确。 【方法技巧】 (1) 碱金属元素（Li、Na、K、Rb、Cs）性质递变规律：从上到下，原子半径增大，金属性增强，单质的熔、沸点降低，密度增大（但K的密度小于Na），与氧气反应的产物更复杂（Li生成Li₂O，Na生成Na₂O₂，K生成KO₂等）。 (2) 碱金属单质都能与水反应生成MOH和H₂，但剧烈程度递增。锂的密度比煤油小，应保存在石蜡中；钠、钾保存在煤油中。铯、铷遇空气能自燃。 题型八 卤族元素 【典例8】下列说法正确的是(　　) A．F、Cl、Br原子的最外层电子数都是7，次外层电子数都是8 B．由HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实，可推出F、Cl、Br、I非金属性递增的规律 C．卤族元素按F、Cl、Br、I的顺序其非金属性逐渐减弱的原因是随着核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大，原子核对电子的吸引作用减弱 D．根据卤族元素性质的递变规律可知，单质砹难溶于CCl4 【答案】C 【解析】F原子的次外层电子数为2，Br原子的次外层电子数为18，A项错误；元素的非金属性强弱可根据其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断，B项错误；由单质碘易溶于四氯化碳，可推知单质砹易溶于CCl4，D项错误。 【变式探究】下列有关碱金属元素和卤素的说法中，错误的是(　　) A．溴单质与H2的反应比碘单质与H2的反应更剧烈 B．碱金属元素中，锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子得电子的能力最强 C．钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 D．随核电荷数的增加，碱金属元素和卤素的熔、沸点都逐渐降低 【答案】D 【解析】溴的非金属性强于碘，故溴单质与H2的反应比碘单质与H2的反应更剧烈，A项正确；碱金属元素中，锂的金属性最弱，故锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟的非金属性最强，故氟原子得电子的能力最强，B项正确；钾的金属性比钠强，故钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，C项正确；随核电荷数的增加，碱金属元素单质的熔、沸点逐渐降低，卤素单质的熔、沸点逐渐升高，D项不正确。 【方法技巧】 (1) 卤素（F、Cl、Br、I）性质递变规律：从上到下，原子半径增大，非金属性减弱，单质的氧化性减弱，单质的熔、沸点升高，颜色加深（淡黄绿→黄绿→深红棕→紫黑），与氢气化合逐渐变难，氢化物稳定性减弱。 (2) 卤素单质都能与金属反应生成卤化物，但反应剧烈程度递减。氟气与水剧烈反应生成O₂（2F₂+2H₂O=4HF+O₂），氯气与水反应可逆，溴、碘与水反应更弱。注意：氟无正价，无含氧酸。 题型九 物质性质的预测 【典例9】在新研制的超导材料中，铊(Tl)是主要组成元素之一。已知铊为ⅢA族原子序数最大的金属元素，则下列关于铊元素性质的推测，不正确的是(　　) A．单质铊是银白色的金属 B．Tl(OH)3与Al(OH)3相似，也是两性氢氧化物 C．可以形成氧化物Tl2O3 D．与酸反应比铝剧烈 【答案】B 【解析】根据同主族元素的性质相似性和递变规律可知，铊(Tl)是银白色金属，金属性强于铝，因此，A、D正确；为ⅢA族元素，因而可以形成＋3价的氧化物Tl2O3，C正确；Al(OH)3是两性氢氧化物，但铊的金属性强于铝，故Tl(OH)3不是两性氢氧化物，B错误。 【变式探究】锗和铝在元素周期表中处于对角线位置，二者的单质及化合物的性质对应相似。下列关于锗及其化合物的推断正确的是(　　) A．锗不能与强碱溶液反应 B．氢氧化锗具有两性 C．氧化锗易溶于水 D．氧化锗的化学式为Ge2O3 【答案】B 【解析】铝能和强碱溶液反应，锗也能和强碱溶液反应，故A项错误；氢氧化铝具有两性，则氢氧化锗也具有两性，故B项正确；氧化铝不易溶于水，则氧化锗也不易溶于水，故C项错误；Ge位于ⅣA族，其最高价为＋4价，氧化锗中O元素的化合价为－2价，所以氧化锗的化学式为GeO2，故D项错误。 【方法技巧】 (1) 同主族元素性质相似且递变：根据已知元素（如Al）的性质，推测同族相邻或下方元素（如Ga、In、Tl）的性质时，注意金属性增强后的变化（如Tl(OH)₃不是两性，而是碱性）。 (2) 对角线规则：周期表中左上和右下相邻元素性质相似（如Li与Mg、Be与Al、B与Si）。推测时，可参照对角线元素的性质，但注意不是完全等同，需结合递变规律。 题型十 元素金属性和非金属性强弱的判断 【典例10】下列事实不能用于判断金属性强弱的是(　　) A．金属间发生的置换反应 B．1 mol金属单质在反应中失去电子的多少 C．金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 D．金属元素的单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度 【答案】B 【解析】金属单质在反应中失去电子的多少不能用于判断金属性强弱。例如：与酸反应时，1 mol Al失电子数比1 mol Mg多，但Al的金属性比Mg弱。 【变式探究】有A、B、C、D、E五种金属元素。在相同条件下，B元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比A的弱；A、B单质均可以从C盐溶液中置换出C；D单质可以与冷水剧烈反应并放出氢气；A、B、C、E四种单质分别投入盐酸中，只有E不放出氢气。则五种金属元素的金属性由强到弱的顺序为(　　) A．D＞B＞A＞C＞E B．D＞A＞B＞C＞E C．A＞B＞C＞E＞D D．D＞E＞B＞A＞C 【答案】B 【解析】元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性就越强，即金属性：A＞B；根据置换反应的特点，可得金属性：A＞C、B＞C，且可推知A、B均不与水反应；D与冷水发生剧烈反应，说明D的金属性最强；E不能和盐酸反应，另外几种可以，说明E的金属性最弱，因此金属性：D＞A＞B＞C＞E。 【方法技巧】 (1) 判断金属性强弱时，注意“难易”比“多少”更重要。例如，1 mol Al失3 mol e⁻，1 mol Na失1 mol e⁻，但Na比Al活泼。不能用失电子数目多少来判断。 (2) 判断非金属性强弱时，不能用氢化物的酸性强弱（如HF是弱酸，但F非金属性最强），也不能用含氧酸的氧化性强弱（如HClO是弱酸但氧化性强）。必须用最高价氧化物对应水化物的酸性或氢化物的稳定性等。 题型十一 元素“位—构—性”关系的应用 【典例11】已知砷元素符号为As，原子结构示意图如图，则下列对砷的结构及性质的说法错误的是(　　) A．砷元素的原子序数是33 B．砷的最高价氧化物对应水化物是一种强酸 C．三氧化二砷既有氧化性又有还原性 D．砷的非金属性比溴弱 【答案】B 【解析】原子序数＝核外电子数，所以砷元素的原子序数是33，故A正确；砷的最高价氧化物是As2O5，其对应的水化物(HAsO3)不是强酸，故B错误；三氧化二砷中的As为＋3价，处于中间价态，所以既有氧化性又有还原性，故C正确；砷与溴在同周期，并且溴的原子序数比砷大，所以砷的非金属性比溴弱，故D正确。 【变式探究】短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是(　　) A．简单气态氢化物的热稳定性：R＞Q B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q＜W C．原子半径：T＞Q＞R D．单质T与NaOH溶液不反应 【答案】D 【解析】短周期元素中周期序数与族序数相等的元素是H、Be和Al，根据T在元素周期表中的相对位置知，它只能是第3周期的Al，据此可以判断出其他元素如表所示： R(N) T(Al) Q(Si) W(S) 氮元素的非金属性比硅元素的强，所以NH3比SiH4稳定，A正确；硫元素的非金属性比硅元素的强，所以H2SO4比H2SiO3的酸性强，B正确；同一周期随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，所以原子半径：Al＞Si＞P，同一主族随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，所以原子半径：P＞N，即原子半径：Al＞Si＞P＞N，C正确；Al既能与酸反应，又能与NaOH溶液反应，D错误。 【方法技巧】 (1) “位—构—性”解题思路：由原子结构（电子层数、最外层电子数）确定位置（周期、族），再由位置推测性质（金属性、非金属性、化合价等），最后验证选项。注意短周期元素（1-18号）的特殊性。 (2) 当题目给出结构示意图或部分电子排布信息时，先确定原子序数，再结合周期表位置推断同周期、同主族其他元素，然后比较性质。注意：原子半径、离子半径、化合价、氢化物、最高价含氧酸等变化规律的综合应用。 期中基础通关练（测试时间：10分钟） 1.元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的根本原因是(　　) A.元素相对原子质量的递增，量变引起质变 B.元素的原子半径呈周期性变化 C.元素化合价呈周期性变化 D.元素原子核外电子排布呈周期性变化 【答案】D 【解析】结构决定性质，随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈周期性变化，原子结构的周期性变化必然决定了元素性质的周期性变化，所以，元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的根本原因是元素原子核外电子排布呈周期性变化，D正确。 2.元素X、Y、Z的原子序数依次增大，下列叙述一定正确的是(　　) A.元素X、Y、Z原子的核内质子数依次增大 B.元素X、Y、Z的最高化合价依次升高 C.元素X、Y、Z的原子半径依次增大 D.元素X、Y、Z的最外层电子数依次增多 【答案】A 【解析】原子序数＝核内质子数，元素X、Y、Z的原子序数依次增大，则它们的原子核内质子数也依次增大，A正确；元素的化合价、原子半径、原子最外层电子数都随原子序数的递增呈周期性变化，但不一定都随原子序数的增大而增大，B、C、D错误。 3.下列关于元素周期表的说法正确的是(　　) A.元素周期表短周期中有6种金属元素 B.元素周期表中第ⅦA族有4种非金属元素 C.元素周期表中第一、二、三周期为短周期 D.元素周期表中第ⅠA族全部是金属元素 【答案】C 【解析】元素周期表中第一、二、三周期为短周期，共有5种金属元素，分别为Li、Be、Na、Mg、Al，A项错误，C项正确；第ⅦA族中F、Cl、Br、I、At、Ts全为非金属元素，B项错误；第ⅠA族包括氢和碱金属元素，D项错误。 4.下列叙述中正确的是 (　　) A.除0族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B.除短周期外，其他周期均有18种元素 C.副族元素中没有非金属元素 D.碱金属元素是指IA族的所有元素 【答案】C 【解析】F的最高化合价为0，不等于族序数，A错误；第4、5周期均为18种元素，第6、7周期为32种元素，B错误；由元素周期表可看出副族元素中没有非金属元素，C正确；ⅠA族中的氢元素不属于碱金属元素，D错误。 5.下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是 (　　) A.根据金属原子失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强 B.用Na来置换MgCl2溶液中的Mg，来验证Na的金属性强于Mg C.根据Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应，说明金属性：Al>Mg D.根据碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，可说明钠、镁、铝金属性依次减弱 【答案】D 【解析】A项，应该根据金属原子失电子的难易来决定，易失电子的金属性较强，错误；B项中钠首先要跟MgCl2溶液中的水反应，不能置换出Mg，错误；C项判断依据错误；D项正确。 6.下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A.原子半径：Na＜Mg＜Al＜S B.原子半径：I＜Br＜Cl＜F C.离子半径：Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ D.离子半径：S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ 【答案】D 【解析】电子层数相同的元素原子半径随原子序数增加逐渐减小，则原子半径：Na＞Mg＞Al＞S，A错误；最外层电子数相同的元素原子半径随原子序数增大逐渐增大，则原子半径：I＞Br＞Cl＞F，B错误；核外电子排布相同时，离子半径随原子序数的增大而减小，则离子半径：O2－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，C错误；离子的核外电子层数越多，离子半径越大，核外电子排布相同时，离子半径随原子序数的增大而减小，则离子半径：S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋，D正确。 7．若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是(　　) A．离子半径：Am＋＜Bn－ B．原子半径：A＜B C．A的原子序数比B大m＋n D．b＝a－n－m 【答案】B 【解析】A失去m个电子与B得到n个电子后核外电子排布相同，则A位于B的下一周期，故A的核电荷数比B的核电荷数大，所以离子半径：Am＋＜Bn－，原子半径：A＞B，由于a－m＝b＋n，则a－b＝m＋n，b＝a－m－n。 8．根据元素周期表和元素周期律分析，下列判断正确的是(　　) A．Be原子失电子能力比Mg原子强 B．B的金属性比Al的强 C．硒化氢比硫化氢稳定 D．氢氧化锶[Sr(OH)2]比氢氧化钙的碱性强 【答案】D 【解析】同主族元素从上到下金属性逐渐增强，则Be原子失电子能力比Mg原子弱，B的金属性比Al的弱，A、B项错误；Se与S同主族，且Se位于S的下一周期，则非金属性：S>Se，故硒化氢的稳定性比硫化氢的弱，C项错误；Sr与Ca同主族，且Sr位于Ca的下一周期，则金属性：Sr>Ca，故氢氧化锶[Sr(OH)2]比氢氧化钙的碱性强，D项正确。 期中重难突破练（测试时间：15分钟） 9．（25-26高一下·广西玉林·月考）我国神舟载人飞船的材料中含有的主族元素W、X、Y、Z，分布在三个短周期中，其原子序数依次增大，X、Z同主族，X的最外层电子数是W和Y的最外层电子数之和，其中只有Y的单质为金属，且能与NaOH溶液反应。下列叙述正确的是 A．原子半径： B．最高价氧化物对应的水化物的酸性： C．Z的氧化物既能与氢氟酸反应，又能与NaOH溶液反应，属于两性氧化物 D．X、Z分别与W形成的最简单化合物的热稳定性： 【答案】B 【解析】由题干“分布在三个短周期中”可知，周期1、2、3均有元素分布。Y(Al)在第三周期，为满足该条件，W必为第一周期的H元素。或由题干D选项“X、Z分别与W形成的最简单化合物”可知W为H元素，Y为金属且能与NaOH反应，确定为Al（第三周期IIIA族），X、Z同主族，X的最外层电子数=W（H，1）+Y（Al，3）=4，故X为C（IVA族），Z为Si（同主族），W、X、Y、Z依次为H、C、Al、Si。同周期主族元素原子半径从左到右递减，同主族从上到下递增，故原子半径：，即，A错误；非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性，故酸性，即，B正确；Z的氧化物为，其与氢氟酸反应为特性，生成物不属于盐，属于酸性氧化物，不是两性氧化物，C错误；非金属性越强，最简单的氢化物热稳定性越强，非金属性，故热稳定性，即，D错误；故选B。 10．（25-26高一下·宁夏·月考）已知X、Y、Z、W是四种短周期主族元素，X原子最外层电子数是次外层的两倍，Y元素是地壳中含量最多的元素，Z是短周期中金属性最强的元素，W原子的核外电子数是X原子与Z原子的核外电子数之和。下列叙述不正确的是 A．W单质的水溶液具有漂白性，其原理与SO2漂白原理不同 B．最简单氢化物的稳定性：X<Y C．Y、Z的简单离子半径的大小顺序：r(Y2−)<r(Z+) D．Z2Y2中阳离子和阴离子的个数比为2∶1 【答案】C 【解析】X原子最外层电子数是次外层的两倍，短周期中次外层电子数为2，故X为C；Y是地壳中含量最多的元素，故Y为O；Z是短周期中金属性最强的元素，故Z为Na；W原子核外电子数为6+11=17，故W为Cl；W的单质为，其水溶液中HClO靠强氧化性漂白，是与有色物质化合生成无色物质漂白，二者原理不同，A正确；非金属性O＞C，元素非金属性越强，最简单气态氢化物越稳定，故稳定性，即X＜Y，B正确；和核外电子层结构相同，核电荷数越小离子半径越大，故离子半径，即，选项表述错误，C错误；由2个和1个构成，阳离子和阴离子个数比为2∶1，D正确；故选C。 11．（25-26高一下·河南南阳·月考）四种短周期主族元素的离子、、和(a、b、c、d为元素的原子序数)，它们具有相同的电子层结构，若，则下列叙述中正确的个数为 ①元素的原子序数： ② ③元素非金属性： ④最高价氧化物对应水化物碱性： ⑤离子半径的大小顺序为 ⑥的还原性强于 A．2 B．3 C．4 D．5 【答案】B 【解析】四种离子具有相同电子层结构，说明核外电子数相等，满足，结合逐一分析叙述： ①原子序数：由等式可得，，且阳离子对应元素位于阴离子对应元素的下一周期，故原子序数顺序为，①错误； ②由移项得，②正确； ③Z、R为同周期非金属元素，原子序数，同周期主族元素非金属性随原子序数增大而增强，故非金属性，③正确； ④X、Y为同周期金属元素，原子序数，同周期主族元素金属性随原子序数增大而减弱，金属性，故最高价氧化物对应水化物碱性，④错误； ⑤电子层结构相同时，离子半径随核电荷数增大而减小，核电荷数，故离子半径，⑤正确； ⑥非金属性越强，气态氢化物还原性越弱，非金属性，故还原性弱于，⑥错误；综上正确的叙述共3个；故选B。 12．（25-26高一下·北京·月考）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表： 元素代号 X Y Z 原子半径/pm 160 143 70 主要化合价 +2 +3 +5、+3、-3 下列说法正确的是（） A．X、Y分别对应的简单离子半径前者小 B．W的简单氢化物可与其最高价氧化物对应水化物反应生成盐 C．X和Y对应的最高价氧化物的水化物均能溶于氢氧化钠 D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来 【答案】D 【解析】X化合价为+2、原子半径较大，为Mg；Y化合价为+3、原子半径略小于X，为Al；Mg2+和Al3+核外电子排布相同，核电荷数Mg＜Al，离子半径Mg2+＞Al3+，前者更大，A错误；Z有+5、-3价，原子半径很小，为N；根据选项D，W单质能将Z(N)从其氢化物中置换出来，可推断W为O；O无最高正化合价，不存在最高价氧化物对应水化物，B错误；X的最高价氧化物水化物为Mg(OH)2，不能溶于氢氧化钠溶液，C错误；点燃条件下可发生反应4NH3+3O22N2+6H2O，O2可将N2从其氢化物NH3中置换出来，D正确；故选D。 13．（25-26高一下·北京·开学考试）元素周期律可以帮助人们认识物质性质。下列基于元素周期律的推断正确的是 A．的非金属性强于的，则酸性： B．的金属性强于的，则的碱性强于 C．的非金属性强于的，则可以发生 D．Cl的非金属性强于Br的，则HCl的沸点高于HBr 【答案】B 【解析】元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，不是P的最高价含氧酸（的最高价为，对应最高价含氧酸为），无法用该规律比较酸性，A错误；元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，Mg的金属性强于Al，因此的碱性强于，B正确；反应能发生是因为生成的CO气体脱离体系推动反应正向进行，与C、Si的非金属性强弱无关，C错误；HCl和HBr均为分子晶体，沸点由分子间作用力决定，HBr的相对分子质量更大，分子间作用力更强，沸点更高，沸点属于物理性质，与非金属性强弱无关，D错误；故选B。 14．（25-26高一下·河南南阳·月考）X、Y、Z、W为原子序数依次增大的四种短周期元素，其中Z的单质有国防金属的美称，在氧气中燃烧会发出耀眼的白光，所以Z单质可作照明弹。X、W为同一主族元素，且W的氧化物可用于制造光导纤维。X、Z、W形成的最高价氧化物分别为甲、乙、丙。x、、z、w分别为X、Y、Z、W的单质，丁是化合物。其转化关系如图所示，下列判断错误的是 A．反应①、②、③都属于氧化还原反应 B．X、Y、Z、W四种元素中，Y的原子半径最小 C．反应③证明元素非金属性 D．金属Z着火不能用泡沫灭火器灭火 【答案】C 【解析】根据题中Z的单质燃烧能发出耀眼白光可知Z为Mg元素，W的氧化物可用于制造光导纤维可知W为Si元素，X、W同一主族，X为C；X、Z、W的最高价氧化物分别为CO2、MgO、SiO2，x在y2中点燃生成CO2，可推测Y为O元素。反应①为镁和二氧化碳点燃反应生成C和MgO，反应过程中镁和碳元素化合价均发生变化，是氧化还原反应，反应②为碳在氧气中点燃生成CO2，是氧化还原反应，反应③为碳和二氧化硅高温反应生成Si和CO，反应过程中碳和硅元素化合价均发生变化，是氧化还原反应，故A项正确；在C、O、Mg、Si四种元素中，C、O原子电子层数少，且O的核电荷数比C大，故O(即Y)原子半径最小，故B项正确；根据元素周期律，元素的非金属性越强，单质氧化性越强，反应③为： ，该反应中C作还原剂，不能说明C的非金属性强于Si，故C项错误；反应①为，镁着火不能用泡沫灭火器，故D项正确；故选C。 15．（25-26高一下·河南南阳·月考）短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图，下列关于这三种元素说法正确的是 A．简单氢化物的稳定性 B．整个元素周期表中，Y的原子半径是最小的(不考虑稀有气体) C．Z的单质分子式为 D．X、Y分别与其同族下一周期元素的原子序数差相同 【答案】A 【解析】短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如题图所示，Z位于第一周期，Z只能是He，根据位置关系可知Y为F，X为S。非金属性：，所以氢化物的稳定性，A正确；Y为F，元素周期表中(不考虑稀有气体)半径最小的元素是H，B错误；Z是He，稀有气体是单原子分子，不能形成，C错误；S的下一周期(第四周期)含有过渡元素，S与其同族下一周期元素的原子序数差为18；F与其同族下一周期元素的原子序数差为8，D错误；故选A。 16．（25-26高一下·云南昭通·月考）某化合物结构如图所示，组成该化合物的短周期主族元素X、Y、Z、W、R分属三个不同周期，且原子序数依次增大，下列有关说法正确的是 A．X、Y、Z、W四种元素只可以形成共价化合物 B．阴离子中所有原子均达到8电子稳定结构 C．简单离子半径： D．Y、Z、W、R四种元素中只有R不能与X形成化合物 【答案】C 【解析】X、Y、Z、W、R分属三个不同周期的短周期主族元素，且原子序数依次增大，可推出X为H元素，而说明R的最高价为价，说明R为Na元素，由可知，Y可形成四个共价键，Z形成3个共价键，W可以形成2个共价键，且它们均在第二周期，故Y为C元素，Z为N元素，W为O元素。H、C、N和O元素可以形成离子化合物，A错误；阴离子中H原子未达到8电子稳定结构，B错误；与核外电子排布相同，核电荷数越大，粒子半径就越小。核电荷数Na为11，O为8，故离子半径，C正确；Na可以与H形成离子化合物NaH，D错误；故选C。 17．（25-26高一下·山东济南·月考）国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式元素周期表原先的主、副族及族序号取消，由左至右改为18列，如碱金属元素在第1列，稀有气体元素在第18列。据此判断下列说法错误的是 A．第1列元素(除氢元素外)和第17列元素的单质熔、沸点变化趋势相反 B．第3列元素种类最多 C．只有第2列元素原子最外层有2个电子 D．第14列元素的最外层电子数为4 【答案】C 【解析】第1列除氢外为碱金属元素，从上到下单质熔沸点呈降低趋势；第17列为卤族元素，从上到下单质熔沸点逐渐升高，二者变化趋势相反，A正确；第3列为ⅢB族，包含钪、钇、镧系和锕系元素，元素种类最多，B正确；第2列元素原子最外层有2个电子，但He、多数过渡元素的原子最外层也为2个电子，并非只有第2列元素满足，C错误；第14列元素为ⅣA族元素，主族元素最外层电子数等于族序数，故最外层电子数为4，D正确；故选C。 18．（25-26高一下·山东·期中）锗(Ge)是第4周期ⅣA族元素，门捷列夫把它命名为类硅，处于周期表中金属区与非金属区的交界线上，用于制造晶体管及各种电子装置。主要的终端应用为光纤系统与红外线光学，也用于聚合反应的催化剂，电子用途与太阳能电力等。铜矿、铁矿、硫化矿以至岩石、泥土和泉水中都含有微量的锗。下列叙述正确的是 A．锗是一种金属性很强的元素 B．锗的单质具有半导体的性能 C．锗化氢稳定性很强 D．锗酸是难溶于水的强酸 【答案】B 【解析】锗位于周期表金属区与非金属区的交界线上，属于类金属元素，金属性较弱，A错误； 锗的单质因其在周期表中的位置和电子结构，具有半导体性能，常用于晶体管等电子器件，B正确； 锗化氢（GeH4）的稳定性弱于甲烷（CH4）和硅烷（SiH4），易分解或燃烧，C错误； 锗酸（H4GeO4）类似于硅酸，是弱酸且难溶于水，D错误；故选B。 1 / 4 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题02 元素周期律和元素周期表 （期中复习讲义） 内 容 导 航 明·期中考情 把握命题趋势，明确备考路径 理·要点归纳 梳理核心脉络，扫除知识盲区 破·重难题型 题型分类突破，方法技巧精讲 题型01 元素周期律及其实质 题型02 微粒半径大小比较 题型03 元素周期表的结构 题型04 元素在周期表中的位置推断 题型05 同周期元素性质的递变规律 题型06 元素原子得失电子能力的强弱 题型07 碱金属元素 题型08 卤族元素 题型09 物质性质的预测 题型10 元素金属性和非金属性强弱的判断 题型11 元素“位—构—性”关系的应用 过·分层验收 阶梯实战演练，验收复习成效 核心考点 复习目标 考情规律 元素周期表的结构与编排原则 1. 能准确说出元素周期表的编排原则（按原子序数递增排列，将电子层数相同的元素排成横行，将最外层电子数相同的元素排成纵列）； 2. 能描述周期表的结构：7个周期（短周期：1、2、3周期；长周期：4、5、6、7周期），18个纵列（16个族，包括7个主族、7个副族、Ⅷ族和0族）； 3. 能根据原子序数推断元素在周期表中的位置（周期数＝电子层数，主族族序数＝最外层电子数）； 4. 能区分主族元素与副族元素、典型元素与过渡元素，能说出0族（稀有气体）和Ⅷ族的特殊位置。 多以选择题、填空题形式考查，侧重周期表结构的认知和位置推断。易错点：混淆主族与副族的族标（主族A、副族B），或误认为Ⅷ族是第8纵列（实际是第8、9、10三个纵列）。 元素周期律的内涵与内容 1. 能准确描述元素周期律：元素性质随原子序数递增而呈周期性变化的规律； 2. 能归纳出周期律的具体表现：原子半径、主要化合价、金属性/非金属性、第一电离能、电负性等随原子序数递增呈现周期性变化； 3. 能举例说明周期律的发现对化学发展的意义（如预测未知元素）。 常以选择题、简答题形式考查，侧重周期律概念的理解和具体表现。易错点：将周期律等同于原子半径或化合价的单一变化，忽略其综合性。 原子半径的变化规律及比较 1. 能解释同周期主族元素从左到右原子半径减小的原因（核电荷数增加，对电子吸引增强）； 2. 能解释同主族元素从上到下原子半径增大的原因（电子层数增加）； 3. 能熟练比较原子半径与离子半径的大小：同主族自上而下增大、同周期自左向右减小、电子层结构相同的离子核电荷数越大半径越小； 4. 能判断同一元素不同价态离子半径的大小（如Fe³⁺＜Fe²⁺）。 高频考点，选择题、填空题常考，侧重半径比较规律的应用。易错点：忽略稀有气体原子半径的突增，或比较电子层结构不同的离子时直接套用周期律。 元素主要化合价的周期性变化 1. 能熟记主族元素的最高正价与最低负价的计算公式（最高正价＝族序数，最低负价＝族序数－8）； 2. 能根据元素在周期表中的位置推断其常见化合价，并能书写相应氧化物的化学式； 3. 能说出副族元素常见化合价的不确定性（如锰有+2、+4、+6、+7等多种价态）。 多以选择题、填空题形式考查，侧重最高正价与最低负价的判断。易错点：误认为氧、氟有正价，或忽视金属元素一般无负价。 元素金属性与非金属性的递变规律 1. 能准确说出金属性和非金属性的定义（原子失电子/得电子的能力）； 2. 能根据同周期从左到右金属性减弱、非金属性增强，同主族从上到下金属性增强、非金属性减弱的规律判断元素性质的相对强弱； 3. 能运用实验事实判断金属性强弱：单质与水/酸反应置换氢的难易、最高价氧化物对应水化物的碱性、单质间的置换反应； 4. 能运用实验事实判断非金属性强弱：单质与氢气化合的难易、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性、单质间的置换反应。 高频考点，选择题、填空题、简答题均可能出现，侧重性质递变规律的应用及实验依据的判断。易错点：混淆金属性与失电子能力、非金属性与得电子能力的关系，或误将非金属性最强的元素记为氟（正确为氟）。 “位—构—性”综合推断 1. 能建立原子结构、元素周期表位置、元素性质三者之间的相互推断关系； 2. 能根据原子结构（电子层数、最外层电子数）推断元素在周期表中的位置及性质； 3. 能根据元素在周期表中的位置推断其原子结构及性质（原子半径、金属性、化合价等）； 4. 能运用元素周期律预测未知元素及其化合物的性质（如根据同主族元素性质相似性和递变性预测）； 5. 能解决简单的元素推断题，综合运用原子序数、周期表位置、化学式、反应现象等信息确定未知元素。 常以推断题、综合题形式考查，是期中考试区分度较高的题型，侧重“位—构—性”关系的综合运用。易错点：不能灵活运用多种信息交叉推断，或忽视“短周期元素”“主族元素”等限定条件。 元素周期表的应用——寻找新物质 1. 能说出元素周期表在寻找新材料、催化剂、农药等领域的应用； 2. 能举例说明在周期表中金属与非金属交界处寻找半导体材料（如硅、锗）； 3. 能举例说明在过渡元素中寻找催化剂和耐高温合金材料； 4. 能举例说明在氟、氯、硫、磷等元素附近寻找农药等。 多以选择题、填空题形式考查，侧重周期表实际应用的记忆。易错点：混淆半导体材料、催化剂、农药等对应的区域。 元素周期律与周期表的历史意义 1. 能说出门捷列夫编制第一张元素周期表的贡献（按原子量排列，预测未知元素）； 2. 能说出现代周期表按原子序数排列的依据（莫塞莱定律）； 3. 能认识周期表的发现对化学发展的推动作用。 常以选择题、简答题形式考查，侧重化学史和科学态度。易错点：误认为门捷列夫按原子序数排列（实际是按原子量）。 要点01 元素性质的变化规律 1．原子序数 (1)概念：元素在 中的序号。 (2)与其他量的关系 原子序数＝ ＝核电荷数＝原子的 。 2．元素最高价与最低价的关系 元素最高正化合价＝最外层电子数(O、F除外)； 最低负化合价＝最外层电子数－8； |最高正化合价|＋|最低负化合价|＝8。 要点02 微粒半径大小判断 影响微粒半径的因素有：电子层数、核电荷数、核外电子数。一般地，电子层数越多，微粒半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对外层电子的吸引力越大，半径越小；当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，电子之间的斥力使半径趋于增大，故当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。在比较微粒半径时，一般先看电子层数，再看核电荷数，后看核外电子数。 1．一看电子层数 电子层数不同、最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大；如r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F－)<r(Cl－)＜r(Br－)<r(I－)。 2．二看核电荷数 电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)，r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 3．三看核外电子数 核电荷数相同时，电子数越多，半径越大；如r(Na＋)<r(Na)，r(Cl－)>r(Cl)。 4．微粒半径大小的规律 (1)电子层数相同时，最外层电子数越多，原子半径 。 (2)最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径 。 (3)同种元素的微粒半径比较，核外电子数越多，微粒半径 。 ①阳离子半径小于相应原子半径，如r(Na＋)＜r(Na)。 ②阴离子半径大于相应原子半径，如r(Cl－)＞r(Cl)。 ③不同价态的离子，价态越高，离子半径越小，如r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (4)电子层结构相同的不同粒子，核电荷数越大，半径 ，如r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 【方法技巧】 比较微粒半径时，首先要确定微粒间的相同点，即电子层数、核电荷数、核外电子排布是否相同，再利用 规律进行比较，反之，也可由微粒半径大小推断元素关系。 要点03 元素周期律 1．元素周期律的内容 随着元素原子序数的递增，元素原子的 、 、 等均呈现周期性变化。 2．元素周期律的含义 元素的性质随着 的递增而呈周期性变化，这个规律叫作元素周期律。 3．元素周期律的实质 元素的原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。 要点04 元素周期表的结构 1.元素周期表的编排原则 ①横行 ②纵列 2.周期 周期类别 周期序数 起止元素原子序数 包括元素种数 核外电子层数 短周期 1 1～2 2 3～10 3 11～18 长周期 4 19～36 5 37～54 6 55～86 7 87～118 3.族 列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 族序数 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 类别 主族 副族 Ⅷ族 副族 主族 0族 最外层电子数 1 2 1～2(钯除外) 3 4 5 6 7 8(He为2 ) 4.元素周期表中金属与非金属的分区 要点05 ⅡA族、ⅤA族与过渡元素的性质 1.Ⅱ A族元素(碱土金属元素)的性质 元素 铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)、镭(Ra) 原子核外电子排布 最外层电子数均为 ，电子层数依次 单质的物理性质 均为亮白色固体、具有良好的导电性 化学性质 均易失去最外层的 电子，化学性质活泼，在自然界中都以 存在 2.焰色试验 （1）多种金属或其化合物在灼烧时能使火焰呈现特殊的颜色，亦称焰色反应，这是金属元素的物理(填“物理”或“化学”)性质。 （2）常见金属元素的焰色：钠元素为 、钾元素为 、钡元素为黄绿色、钙元素为砖红色、铜元素为蓝绿色。 3.ⅤA族元素(氮族元素)的性质 元素 氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、铋(Bi)、镆(Mc) 原子核外电子排布 最外层电子数均为 ，电子层数依次增多 化学性质 得电子能力逐渐 ，失电子能力逐渐 4.过渡元素的性质 元素 元素周期表中第3～12列(副族和Ⅷ族)中的元素，包括了大部分金属元素，如铁、铜、镍、银和金等 原子核外电子排布 最外层电子数为1～2(钯除外) 单质的物理性质 大部分单质既坚硬又有光泽，金、铜等单质具有独特的色泽；均具有良好的导电性 单质的化学性质 多数单质比较稳定，与空气和水反应缓慢或根本不能反应 要点06 原子序数与元素在周期表中位置的关系 1.同周期序差规律 原子序数 周期 ⅡA ⅢA 2、3 n 4、5 n 6、7 n 2.同主族序差规律 若A、B为同主族元素，A所在周期有m种元素，B所在周期有n种元素，A在B的上一周期，设A的原子序数为a。 (1)若A、B为ⅠA族或ⅡA族(位于过渡元素左边的元素)，则B的原子序数为(a＋m)。 (2)若A、B为ⅢA～ⅦA族(位于过渡元素右边的元素)，则B的原子序数为(a＋n)。 要点07 同周期主族元素原子结构与性质的递变规律 项目 同周期(从左到右，稀有气体除外) 最外层电子数 由1递增至7(第1周期除外) 主要化合价 最高正价：＋1→＋7(O、F除外) 负价：－4→－1 原子半径 逐渐减小 得、失电子能力 失电子能力 ，得电子能力 单质的氧化性、还原性 还原性 ，氧化性 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性 ，酸性 非金属的氢化物 形成由难到易，稳定性由弱到强 金属单质与水、酸反应 越来越难 同周期，从左到右，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 要点08 元素原子得失电子能力强弱的判断依据 1.元素原子失去电子能力强弱的判断依据 (1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力 。 (2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次 。 (3)金属与水或酸置换出氢时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力 。 (4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。 (5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力 。 2.元素原子得电子能力强弱的判断依据 (1)同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次 (不包括稀有气体)。 (2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力 。 (3)非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的气态氢化物越稳定，得电子能力 。 (4)不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力：M>N。 3.元素金属性强弱的判断方法 (1)根据元素周期表判断 (2)根据金属活动性顺序判断 (3)根据单质及其化合物的性质判断 (4)金属单质间的置换反应 (5)根据离子的氧化性强弱判断 4.元素非金属性强弱的判断方法 (1)根据元素周期表判断 (2)根据单质及其化合物的性质判断 要点09 碱金属元素的原子结构与性质 1.碱金属元素原子结构和性质的相似性与递变性 (1)相似性 ①原子的最外电子层都有1个电子。 ②最高化合价均为＋1价。 ③都是活泼的金属元素，单质都能与氧气、水等物质发生反应。 ④最高价氧化物对应的水化物一般具有很强的 。 (2)递变性 结构和性质 递变规律 原子半径 单质的还原性 与H2O或O2反应的剧烈程度 最高价氧化物对应水化物的碱性 2.同主族(从上到下)元素性质的递变规律 (1)同主族元素性质的相似性 同主族元素原子的最外层电子数 ，所以同主族元素性质具有 。 (2)同主族元素性质的递变性 同主族元素原子从上到下，核外电子层数 ，原子半径 ，元素原子的得电子能力(元素的非金属性) ，失电子能力(元素的金属性) 。 3.碱金属元素单质的物理性质 (1)除铯(略带金色光泽固体)外，其余碱金属单质都是银白色固体；都比较软、有延展性、密度较小、导热性和导电性较好。 (2)从锂到铯单质的熔、沸点 。 (3)元素周期表中元素性质的变化规律 结构与性质 同周期(左→右，主族元素) 同主族(上→下) 结 构 电子层数 最外层电子数 核内质子数 性质及应用 原子半径 失电子能力(金属性) 得电子能力(非金属性) 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碱性 气态氢化物的热稳定性 气态氢化物的还原性 要点10 卤族元素的原子结构与性质 1．结构和性质的相似性 2．结构和性质的递变性 结构和性质 递变规律 原子半径 单质的氧化性 阴离子的还原性 与H2化合的难易程度 氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化 物的酸性(F除外) 3.卤素单质的物理性质 单质 颜色 状态 水溶液颜色 有机溶剂中的颜色 熔、沸点 F2 淡黄绿色 气体 — — 从氟到碘，熔、沸点 Cl2 黄绿色 气体 浅黄绿色 黄绿色 Br2 深红棕色 液体 橙黄色 橙色→橙红色 I2 紫黑色 固体 深黄色→褐色 深紫色→紫红色 4.卤素单质的化学性质 (1)都能与H2反应。 (2)都能与大多数金属反应，如 ；Fe＋I2FeI2。 (3) (4)能与冷的稀碱溶液反应： (F2、I2除外)。 (5)卤素单质间的置换反应 将氯水滴入溴化钠溶液： 。 将溴水滴入碘化钾溶液： 。 5.卤族元素的特殊性 氟 (1)氟元素无正价，非金属性最强，F－的还原性最弱； (2)2F2＋2H2O===4HF＋O2，暗处即爆炸； (3)HF是弱酸，能腐蚀玻璃，故应保存在铅制器皿或塑料瓶中； (4)HF有毒； (5)在HX中HF沸点最高(HF分子间存在氢键) 溴 (1)Br2是深红棕色液体，易挥发； (2)Br2易溶于有机溶剂； (3)保存液溴的试剂瓶中加水，进行水封，不能用橡胶塞 碘 (1)淀粉遇I2变蓝色； (2)I2加热时易升华； (3)I2易溶于有机溶剂； (4)食用盐中加入KIO3可防治甲状腺肿大 要点11 预测硅及其化合物的性质 1．认识元素的角度 可以从元素在元素周期表中的 、 、 三个角度认识元素。 2．从同主族和同周期相邻元素的性质预测硅的性质 (1)碳和硅都属于 族元素，按照同主族元素性质变化规律，硅和碳的最外层电子数都是4，都是 元素，硅的原子半径比碳的原子半径大，得电子能力比碳弱，非金属性比碳弱。 (2)硅和磷都是 元素，电子层数 ，硅的最外层电子数比磷少，原子半径比磷大，得电子能力比磷弱，非金属性比磷弱。 3．硅单质及其重要化合物的性质 (1)硅单质 在元素周期表中的位置 第3周期 族 元素在自然界中的存在形式 只有 物理性质 晶体硅为灰黑色固体，有金属光泽、硬度大、熔点高 用途 晶体硅用作 材料、硅芯片和硅太阳能电池 硅在参与化学反应时，一般表现还原性。 (2)二氧化硅 物质 二氧化硅 化学式 SiO2 物理性质 熔、沸点高，不溶于水 化 学 性 质 与水反应 不反应 与C反应 与氢氟酸反应 ，该反应曾用于刻蚀玻璃 与碱(NaOH)反应 盛碱液的试剂瓶要用橡胶塞 与盐反应 与碱性氧化物反应 主要用途 制造光导纤维，制光学仪器、电子部件，水晶可制作饰品 要点12 元素“位”“构”“性”之间的关系 1．结构与位置的关系 (1)电子层数＝ ； (2)质子数＝ ； (3)主族元素原子最外层电子数＝ ； (4)主族元素的最高化合价＝主族序数，最低化合价＝主族序数－8(一般规律)。 2．位置与性质的关系 (1)同周期主族元素从左到右， 减弱， 增强。 (2)同主族元素从上到下， 增强， 减弱。 (3)元素的化合价与元素所在主族的规律性 ①元素的最高正价与最低负价的代数和为0，则该元素位于 族。 ②元素的最高正价与最低负价的代数和为2，则该元素位于 族。 ③元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素位于 族。 ④元素的最高正价与最低负价的代数和为6，则该元素位于 族。 3．结构与性质的关系 题型一 元素周期律及其实质 【典例1】元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的根本原因是(　　) A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变 B．元素的金属性和非金属性呈周期性变化 C．元素原子核外电子排布呈周期性变化 D．元素化合价呈周期性变化 【变式探究】原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是(　　) A．电子层数 B．最外层电子数 C．原子半径 D．元素最高正化合价 【方法技巧】 (1) 元素性质周期性变化的根本原因是原子核外电子排布的周期性变化（每周期最外层电子数从1递增到8，下一周期重复）。因此，判断元素性质变化时，先确定其在周期表中的位置。 (2) 同周期从左到右，金属性减弱、非金属性增强；同主族从上到下，金属性增强、非金属性减弱。注意：O、F无最高正价，稀有气体一般不参与比较。 题型二 微粒半径大小比较 【典例2】下列粒子半径大小的比较正确的是(　　) A．Al3＋＜O2－ B．Cl－＞Br－ C．Mg＜Al D．K＜Na 【变式探究】下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是(　　) A．r(K)＞r(Na)＞r(Li) B．r(Mg2＋)＞r(Na＋)＞r(F－) C．r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) D．r(Cl－)＞r(F－)＞r(F) 【方法技巧】 (1) 比较微粒半径的常用规律：①电子层数不同时，层数越多半径越大；②电子层数相同时，核电荷数越大半径越小（同电子层结构）；③同种元素不同微粒：阴离子＞原子＞阳离子，电子数越多半径越大。 (2) 对于具有相同电子层结构的离子（如O²⁻、F⁻、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺），核电荷数越大，离子半径越小。记忆口诀：“层同核大半径小”。 题型三 元素周期表的结构 【典例3】关于元素周期表，下列叙述不正确的是(　　) A．元素周期表中共有18个纵列，16个族 B．周期表中的族分为主族、副族和0族 C．过渡元素不全是副族元素 D．主族都是由短周期元素和长周期元素共同组成的族 【变式探究】国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式元素周期表原先的主副族及族号取消，由左至右改为18列。如碱金属元素为第1列，稀有气体元素为第18列。按此规定，下列说法错误的是(　　) A．第9列元素中没有非金属元素 B．第15列元素原子最外层有5个电子 C．在整个18列元素中，第3列的元素种类最多 D．只有第2列元素原子最外层有2个电子 【方法技巧】 (1) 元素周期表有7个周期（短周期：1、2、3；长周期：4、5、6；不完全周期：7）、18个纵列、16个族（7个主族、7个副族、第Ⅷ族、0族）。第Ⅷ族占3个纵列（8、9、10列）。 (2) 过渡元素包括所有副族元素和第Ⅷ族元素，全部为金属元素。镧系和锕系各15种元素均位于第3列，因此第3列元素种类最多。 题型四 元素在周期表中的位置推断 【典例4】现有两种短周期元素A、B，原子序数分别为a、b，若a＋8＝b，则下列有关A、B的说法正确的是(　　) A．A和B一定在同主族 B．A和B一定在同周期 C．若A和B在相邻周期，则A、B一定同主族 D．A、B可能既不同周期，又不同主族 【变式探究】已知元素砷(As)的原子序数为33，下列叙述正确的是(　　) A．砷元素的最高化合价为＋3价 B．砷元素是第5周期的主族元素 C．砷原子的第3个电子层含有18个电子 D．与砷同主族的上一周期元素原子序数为25 【方法技巧】 (1) 根据原子序数推断位置：先确定所在周期（原子序数减去上一周期末尾稀有气体的原子序数，再根据每周期容纳元素数判断），再根据主族序数＝最外层电子数确定族。 (2) 相邻周期同主族元素原子序数之差：第1、2周期差2，第2、3周期差8，第3、4周期差8（若为过渡后则差18），第4、5周期差18，第5、6周期差32，第6、7周期差32。注意镧系、锕系的影响。 题型五 同周期元素性质的递变规律 【典例5】下列所述变化规律正确的是(　　) A．Na、Mg、Al还原性依次增强 B．HCl、PH3、H2S稳定性依次减弱 C．Al(OH)3、Mg(OH)2、NaOH碱性依次减弱 D．S2－、Cl－、K＋、Ca2＋的离子半径依次减小 【变式探究】X、Y是同周期非金属元素，已知X原子比Y原子半径大，则下列叙述不正确的是(　　) A．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的弱 B．X的简单阴离子比Y的简单阴离子的还原性强 C．X的非金属性比Y的强 D．Y的气态氢化物比X的稳定 【方法技巧】 (1) 同周期元素（从左到右）：原子半径减小（稀有气体突然增大），金属性减弱、非金属性增强，最高价氧化物对应水化物酸性增强、碱性减弱，气态氢化物稳定性增强。 (2) 比较同周期非金属性强弱时，可用最高价含氧酸的酸性强弱、氢化物的稳定性、单质与氢气化合的难易程度等；但不能用氢化物的酸性强弱（如HF是弱酸，HCl是强酸，但F非金属性更强）。 题型六 元素原子得失电子能力的强弱 【典例6】将甲、乙两种金属的性质进行比较，可知①甲与H2O反应比乙与H2O反应剧烈　②甲单质能从乙的盐溶液中置换出乙单质　③甲的最高价氧化物对应水化物的碱性比乙的最高价氧化物对应水化物的碱性强　④与某非金属单质反应时甲原子失电子数目比乙原子失电子数目多　⑤甲单质的熔、沸点比乙单质的低　⑥高价阳离子氧化性甲比乙弱。 上述能说明甲的金属性比乙强的是(　　) A．①④ B．①②③⑥ C．③⑤ D．①②③④⑤ 【变式探究】下列实验能达到预期目的的是(　　) 选项 实验操作 实验目的 A 向Na2SO3溶液中加稀盐酸产生气泡 非金属性：Cl>S B MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝的金属性强弱 C 测定相同浓度H2CO3、H2SO4两溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱 D Fe、Cu分别与浓硝酸反应 比较铁、铜的金属性强弱 【方法技巧】 (1) 比较金属性强弱（失电子能力）的依据：①单质与水或酸反应置换氢的剧烈程度；②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；③单质之间的置换反应；④阳离子的氧化性强弱（金属性越强，对应阳离子氧化性越弱）。 (2) 比较非金属性强弱（得电子能力）的依据：①单质与氢气化合的难易程度及氢化物的稳定性；②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；③单质之间的置换反应；④阴离子的还原性强弱（非金属性越强，对应阴离子还原性越弱）。 题型七 碱金属元素 【典例7】下列叙述正确的是(　　) A．碱金属性质相似，均为银白色(铯除外)的柔软金属，密度都比较小 B．钾与氧气或水反应比铷、铯的反应剧烈 C．碱金属单质的熔、沸点随原子序数的增加而升高 D．Li、Na、K都可以保存在煤油中 【变式探究】下列关于Li、Na、K、Rb、Cs的叙述均正确的一组是(　　) ①金属性最强的是锂　②形成的离子中，氧化性最强的是锂离子　③在自然界中均以化合态形式存在　④Li的密度最小　⑤均可与水反应，产物均为MOH和H2　⑥它们在O2中燃烧的产物都有M2O和M2O2两种形式　⑦粒子半径：Rb＋>K＋>Na＋，Cs>Cs＋ A．①②③④⑤ B．③④⑤⑥⑦ C．①②④⑥⑦ D．②③④⑤⑦ 【方法技巧】 (1) 碱金属元素（Li、Na、K、Rb、Cs）性质递变规律：从上到下，原子半径增大，金属性增强，单质的熔、沸点降低，密度增大（但K的密度小于Na），与氧气反应的产物更复杂（Li生成Li₂O，Na生成Na₂O₂，K生成KO₂等）。 (2) 碱金属单质都能与水反应生成MOH和H₂，但剧烈程度递增。锂的密度比煤油小，应保存在石蜡中；钠、钾保存在煤油中。铯、铷遇空气能自燃。 题型八 卤族元素 【典例8】下列说法正确的是(　　) A．F、Cl、Br原子的最外层电子数都是7，次外层电子数都是8 B．由HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实，可推出F、Cl、Br、I非金属性递增的规律 C．卤族元素按F、Cl、Br、I的顺序其非金属性逐渐减弱的原因是随着核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大，原子核对电子的吸引作用减弱 D．根据卤族元素性质的递变规律可知，单质砹难溶于CCl4 【变式探究】下列有关碱金属元素和卤素的说法中，错误的是(　　) A．溴单质与H2的反应比碘单质与H2的反应更剧烈 B．碱金属元素中，锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子得电子的能力最强 C．钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 D．随核电荷数的增加，碱金属元素和卤素的熔、沸点都逐渐降低 【方法技巧】 (1) 卤素（F、Cl、Br、I）性质递变规律：从上到下，原子半径增大，非金属性减弱，单质的氧化性减弱，单质的熔、沸点升高，颜色加深（淡黄绿→黄绿→深红棕→紫黑），与氢气化合逐渐变难，氢化物稳定性减弱。 (2) 卤素单质都能与金属反应生成卤化物，但反应剧烈程度递减。氟气与水剧烈反应生成O₂（2F₂+2H₂O=4HF+O₂），氯气与水反应可逆，溴、碘与水反应更弱。注意：氟无正价，无含氧酸。 题型九 物质性质的预测 【典例9】在新研制的超导材料中，铊(Tl)是主要组成元素之一。已知铊为ⅢA族原子序数最大的金属元素，则下列关于铊元素性质的推测，不正确的是(　　) A．单质铊是银白色的金属 B．Tl(OH)3与Al(OH)3相似，也是两性氢氧化物 C．可以形成氧化物Tl2O3 D．与酸反应比铝剧烈 【变式探究】锗和铝在元素周期表中处于对角线位置，二者的单质及化合物的性质对应相似。下列关于锗及其化合物的推断正确的是(　　) A．锗不能与强碱溶液反应 B．氢氧化锗具有两性 C．氧化锗易溶于水 D．氧化锗的化学式为Ge2O3 【方法技巧】 (1) 同主族元素性质相似且递变：根据已知元素（如Al）的性质，推测同族相邻或下方元素（如Ga、In、Tl）的性质时，注意金属性增强后的变化（如Tl(OH)₃不是两性，而是碱性）。 (2) 对角线规则：周期表中左上和右下相邻元素性质相似（如Li与Mg、Be与Al、B与Si）。推测时，可参照对角线元素的性质，但注意不是完全等同，需结合递变规律。 题型十 元素金属性和非金属性强弱的判断 【典例10】下列事实不能用于判断金属性强弱的是(　　) A．金属间发生的置换反应 B．1 mol金属单质在反应中失去电子的多少 C．金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 D．金属元素的单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度 【变式探究】有A、B、C、D、E五种金属元素。在相同条件下，B元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比A的弱；A、B单质均可以从C盐溶液中置换出C；D单质可以与冷水剧烈反应并放出氢气；A、B、C、E四种单质分别投入盐酸中，只有E不放出氢气。则五种金属元素的金属性由强到弱的顺序为(　　) A．D＞B＞A＞C＞E B．D＞A＞B＞C＞E C．A＞B＞C＞E＞D D．D＞E＞B＞A＞C 【方法技巧】 (1) 判断金属性强弱时，注意“难易”比“多少”更重要。例如，1 mol Al失3 mol e⁻，1 mol Na失1 mol e⁻，但Na比Al活泼。不能用失电子数目多少来判断。 (2) 判断非金属性强弱时，不能用氢化物的酸性强弱（如HF是弱酸，但F非金属性最强），也不能用含氧酸的氧化性强弱（如HClO是弱酸但氧化性强）。必须用最高价氧化物对应水化物的酸性或氢化物的稳定性等。 题型十一 元素“位—构—性”关系的应用 【典例11】已知砷元素符号为As，原子结构示意图如图，则下列对砷的结构及性质的说法错误的是(　　) A．砷元素的原子序数是33 B．砷的最高价氧化物对应水化物是一种强酸 C．三氧化二砷既有氧化性又有还原性 D．砷的非金属性比溴弱 【变式探究】短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是(　　) A．简单气态氢化物的热稳定性：R＞Q B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q＜W C．原子半径：T＞Q＞R D．单质T与NaOH溶液不反应 【方法技巧】 (1) “位—构—性”解题思路：由原子结构（电子层数、最外层电子数）确定位置（周期、族），再由位置推测性质（金属性、非金属性、化合价等），最后验证选项。注意短周期元素（1-18号）的特殊性。 (2) 当题目给出结构示意图或部分电子排布信息时，先确定原子序数，再结合周期表位置推断同周期、同主族其他元素，然后比较性质。注意：原子半径、离子半径、化合价、氢化物、最高价含氧酸等变化规律的综合应用。 期中基础通关练（测试时间：10分钟） 1.元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的根本原因是(　　) A.元素相对原子质量的递增，量变引起质变 B.元素的原子半径呈周期性变化 C.元素化合价呈周期性变化 D.元素原子核外电子排布呈周期性变化 2.元素X、Y、Z的原子序数依次增大，下列叙述一定正确的是(　　) A.元素X、Y、Z原子的核内质子数依次增大 B.元素X、Y、Z的最高化合价依次升高 C.元素X、Y、Z的原子半径依次增大 D.元素X、Y、Z的最外层电子数依次增多 3.下列关于元素周期表的说法正确的是(　　) A.元素周期表短周期中有6种金属元素 B.元素周期表中第ⅦA族有4种非金属元素 C.元素周期表中第一、二、三周期为短周期 D.元素周期表中第ⅠA族全部是金属元素 4.下列叙述中正确的是 (　　) A.除0族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B.除短周期外，其他周期均有18种元素 C.副族元素中没有非金属元素 D.碱金属元素是指IA族的所有元素 5.下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是 (　　) A.根据金属原子失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强 B.用Na来置换MgCl2溶液中的Mg，来验证Na的金属性强于Mg C.根据Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应，说明金属性：Al>Mg D.根据碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，可说明钠、镁、铝金属性依次减弱 6.下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A.原子半径：Na＜Mg＜Al＜S B.原子半径：I＜Br＜Cl＜F C.离子半径：Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ D.离子半径：S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ 7．若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是(　　) A．离子半径：Am＋＜Bn－ B．原子半径：A＜B C．A的原子序数比B大m＋n D．b＝a－n－m 8．根据元素周期表和元素周期律分析，下列判断正确的是(　　) A．Be原子失电子能力比Mg原子强 B．B的金属性比Al的强 C．硒化氢比硫化氢稳定 D．氢氧化锶[Sr(OH)2]比氢氧化钙的碱性强 期中重难突破练（测试时间：15分钟） 9．（25-26高一下·广西玉林·月考）我国神舟载人飞船的材料中含有的主族元素W、X、Y、Z，分布在三个短周期中，其原子序数依次增大，X、Z同主族，X的最外层电子数是W和Y的最外层电子数之和，其中只有Y的单质为金属，且能与NaOH溶液反应。下列叙述正确的是 A．原子半径： B．最高价氧化物对应的水化物的酸性： C．Z的氧化物既能与氢氟酸反应，又能与NaOH溶液反应，属于两性氧化物 D．X、Z分别与W形成的最简单化合物的热稳定性： 10．（25-26高一下·宁夏·月考）已知X、Y、Z、W是四种短周期主族元素，X原子最外层电子数是次外层的两倍，Y元素是地壳中含量最多的元素，Z是短周期中金属性最强的元素，W原子的核外电子数是X原子与Z原子的核外电子数之和。下列叙述不正确的是 A．W单质的水溶液具有漂白性，其原理与SO2漂白原理不同 B．最简单氢化物的稳定性：X<Y C．Y、Z的简单离子半径的大小顺序：r(Y2−)<r(Z+) D．Z2Y2中阳离子和阴离子的个数比为2∶1 11．（25-26高一下·河南南阳·月考）四种短周期主族元素的离子、、和(a、b、c、d为元素的原子序数)，它们具有相同的电子层结构，若，则下列叙述中正确的个数为 ①元素的原子序数： ② ③元素非金属性： ④最高价氧化物对应水化物碱性： ⑤离子半径的大小顺序为 ⑥的还原性强于 A．2 B．3 C．4 D．5 12．（25-26高一下·北京·月考）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表： 元素代号 X Y Z 原子半径/pm 160 143 70 主要化合价 +2 +3 +5、+3、-3 下列说法正确的是（） A．X、Y分别对应的简单离子半径前者小 B．W的简单氢化物可与其最高价氧化物对应水化物反应生成盐 C．X和Y对应的最高价氧化物的水化物均能溶于氢氧化钠 D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来 13．（25-26高一下·北京·开学考试）元素周期律可以帮助人们认识物质性质。下列基于元素周期律的推断正确的是 A．的非金属性强于的，则酸性： B．的金属性强于的，则的碱性强于 C．的非金属性强于的，则可以发生 D．Cl的非金属性强于Br的，则HCl的沸点高于HBr 14．（25-26高一下·河南南阳·月考）X、Y、Z、W为原子序数依次增大的四种短周期元素，其中Z的单质有国防金属的美称，在氧气中燃烧会发出耀眼的白光，所以Z单质可作照明弹。X、W为同一主族元素，且W的氧化物可用于制造光导纤维。X、Z、W形成的最高价氧化物分别为甲、乙、丙。x、、z、w分别为X、Y、Z、W的单质，丁是化合物。其转化关系如图所示，下列判断错误的是 A．反应①、②、③都属于氧化还原反应 B．X、Y、Z、W四种元素中，Y的原子半径最小 C．反应③证明元素非金属性 D．金属Z着火不能用泡沫灭火器灭火 15．（25-26高一下·河南南阳·月考）短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图，下列关于这三种元素说法正确的是 A．简单氢化物的稳定性 B．整个元素周期表中，Y的原子半径是最小的(不考虑稀有气体) C．Z的单质分子式为 D．X、Y分别与其同族下一周期元素的原子序数差相同 16．（25-26高一下·云南昭通·月考）某化合物结构如图所示，组成该化合物的短周期主族元素X、Y、Z、W、R分属三个不同周期，且原子序数依次增大，下列有关说法正确的是 A．X、Y、Z、W四种元素只可以形成共价化合物 B．阴离子中所有原子均达到8电子稳定结构 C．简单离子半径： D．Y、Z、W、R四种元素中只有R不能与X形成化合物 17．（25-26高一下·山东济南·月考）国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式元素周期表原先的主、副族及族序号取消，由左至右改为18列，如碱金属元素在第1列，稀有气体元素在第18列。据此判断下列说法错误的是 A．第1列元素(除氢元素外)和第17列元素的单质熔、沸点变化趋势相反 B．第3列元素种类最多 C．只有第2列元素原子最外层有2个电子 D．第14列元素的最外层电子数为4 18．（25-26高一下·山东·期中）锗(Ge)是第4周期ⅣA族元素，门捷列夫把它命名为类硅，处于周期表中金属区与非金属区的交界线上，用于制造晶体管及各种电子装置。主要的终端应用为光纤系统与红外线光学，也用于聚合反应的催化剂，电子用途与太阳能电力等。铜矿、铁矿、硫化矿以至岩石、泥土和泉水中都含有微量的锗。下列叙述正确的是 A．锗是一种金属性很强的元素 B．锗的单质具有半导体的性能 C．锗化氢稳定性很强 D．锗酸是难溶于水的强酸 1 / 4 学科网（北京）股份有限公司 $