第21讲 元素周期律-2026年新高一化学精讲精练（人教版2019必修一）

本高中化学讲义聚焦元素周期律核心知识点，从原子结构（核外电子排布）出发，系统梳理元素性质（原子半径、化合价、金属性与非金属性）的周期性变化规律，进而讲解粒子半径比较方法及元素周期表分区、“位—构—性”关系的应用，构建完整知识支架。 该资料通过表格对比（如原子类别与性质关系）、规律总结（如“序大径小”“阴大阳小”）和实例分析（如第三周期元素性质递变），培养学生化学观念（结构决定性质）和科学思维（证据推理）。课中辅助教师系统授课，课后多样化练习题助力学生巩固，提升问题解决能力。

第21讲 元素周期律 学习目标 重难点 1．了解元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价等元素性质的周期性变化，理解元素周期律及其实质。 2．会判断微粒半径的大小。 3．知道元素周期表的简单分区，进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。 4．学会运用元素周期表、元素周期律的知识，解决有关问题。 重点：1.元素周期律的含义和实质。 2.元素性质与原子结构的关系。 难点：1.第三周期元素性质的递变规律。 2.元素性质与原子结构的关系。 ①原子结构与元素性质、元素化合价的关系 原子类别 与元素性质的关系 与元素化合价的关系 稀有气体 最外层电子数为8(He为2)，结构稳定，性质不活泼 原子结构为稳定结构，常见化合价为零 金属元素原子 最外层电子数一般小于4，较易失去电子 易失去最外层电子，达到稳定结构，其最高正价为＋m(m为最外层电子数) 非金属元素原子 最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，形成8电子稳定结构 得到一定数目的电子，达到稳定结构，其最低负价为m－8(H为m－2) ②元素的主要化合价 元素最高价与最低价的关系 元素最高化合价＝最外层电子数(O、F除外) 最低化合价＝最外层电子数－8 |最高化合价|＋|最低化合价|＝8 常见元素化合价的特点 H：＋1、－1、0价，如H2O、NaH、H2。 F：－1、0价，如NaF、F2(F无最高正价)。 O：常见有－2、－1、0价，如CaO、Na2O2、O2(O无最高正价)。 原子最外层电子数的变化 原子半径的变化 元素主要化合价的变化 第三周期元素性质的变化 第三周期元素的性质 观察表格，原子的最外层电子数及元素的性质有什么变化规律？ 一、元素性质的周期性变化规律 1．性质变化规律 ① 原子核外电子排布 随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1～8的周期性变化(第一周期除外) ② 原子半径 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化 ③ 元素主要化合价 随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即同周期： 最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1 ④ 元素金属性 同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱 ⑤ 元素非金属性 同一周期，从左到右，非金属性逐渐增强 元素金属性和非金属性变化规律的理论解释 同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，越容易得到电子形成稳定结构，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 2．元素周期律 概念 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 实质 元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果 同周期同主族元素的原子半径呈现周期性变化，若元素位于不同周期、主族，如何判断半径大小？ 二、粒子半径大小的比较方法 类型 方法 实例 同周期——“序大径小” 周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl) 同主族——“序大径大” 同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs) r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) 同元素 原子和离子——“阴大阳小” 某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。 如r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl) 不同价态的阳离子——“数大径小” 带电荷数越多，粒子半径越小 r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe) 同结构——“序大径小” 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小 r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 三、元素周期表和元素周期律的应用 1．元素周期表的分区及应用 （1）元素周期表的金属区和非金属区 以第三周期元素为例： 元素周期律是指元素的性质随原子序数的递増而呈周期性的变化。元素性质的周期性变化是元素原子核外电于排布周期性变化的必然结果。 （2）元素化合价与其在周期表中位置的关系 ①O、F原子半径小，原子核对外层电子的吸引能力强，F无正化合价，O无最高正价。 ②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 2．一定区域内寻找新物质 （1）寻找新材料 （2）预测元素的性质 ①比较不同周期、不同主族元素的性质，如金属性:Mg＞Al、Ca＞Mg,则由碱性:Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2,得碱性:Ca(OH)2＞Al(OH)3。 ②推测陌生元素的某些性质 例如，已知Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。 根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合,HAt不稳定,其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。 3．“位—构—性”关系及应用 （1）元素的“位—构—性”之间的关系 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 同周期(左→右)―→最外层电子数递增―→非金属性增强、金属性减弱 同主族(上→下)―→电子层数递增―→非金属性减弱、金属性增强 2．元素“位—构—性”规律中的特例 ①绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H)无中子。 ②元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。 ③所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多。 ④非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体。 ⑤氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价；在NaH中氢显－1价。 陌生元素的性质的推断 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ABC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，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”规律 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”规律［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)。应用此规律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。 3.两性规律 周期数等于其主族序数的元素一般具有两性，由此可推断元素及其化合物的性质。 1.原子序数为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．核外电子数 C．原子半径 D．化合价 2.元素性质存在周期性变化的本质原因是( ) A．元素原子相对原子质量周期性变化的结果 B．元素原子核外电子排布周期性变化的结果 C．元素的原子序数递增的结果 D．元素金属性和非金属性周期性变化的结果 3.下列事实能说明元素非金属性相对强弱的是( ) 序号 事实 结论 A HF的沸点高于HCl 非金属性： F＞Cl B H2SO3的酸性强于H2CO3 非金属性： S＞C C 酸性：HClO<H2CO3 非金属性：Cl<C D 热稳定性强弱：HBr>HI 非金属性：Br>I 4.X、Y分别代表两种非金属元素，下列不能说明非金属性X比Y强的是( ) A．X的氧化物对应水溶液的酸性比Y的氧化物对应水溶液的酸性强 B．Y－的还原性强于X－ C．X的单质X2能将Y的阴离子Y－氧化为Y2 D．X、Y的单质分别与Fe化合，产物中前者Fe为＋3价，后者Fe为＋2价 5.下列事实能说明元素的金属性相对强弱的是( ) 序号 事实 推论 A 用钠单质可以从熔融的氯化钾中制得钾单质 金属性：K＞Na B Mg、Al分别与NaOH溶液反应，Al可以置换H2 金属性：Al>Mg C 与冷水反应，Na比Mg剧烈 金属性：Na>Mg D Na与AlCl3溶液反应有白色沉淀生成 金属性：Na>Al 6.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 7.下列有关元素性质的递变规律不正确的是(　　) A．金属性：Na>Al>Mg B．原子半径：I>Br>Cl C．氢化物稳定性：H2O>H2S>H2Se D．酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4 8.下列比较中，正确的是( ) A．热稳定性：H2O＜NH3 B．酸性：H2SiO3＜H2CO3 C．半径：F-＜Na+ D．碱性： 9.下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A．Na<Mg<Al<S B．I<Br<Cl<F C．Na+<M<A<O2- D．S2->Cl->Na+>A 10.几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表，下列说法正确的是(　 　) 元素代号 A B C E 化合价 -1 -2 +4、-4 -1 原子半径/nm 0.071 0.074 0.077 0.099 元素代号 G H I J 化合价 +6、-2 +3 +2 +1 原子半径/nm 0.102 0.143 0.160 0.186 A．A、H、J的简单离子半径：A>J>H B．A的最高价含氧酸是强酸 C．G元素的单质在B元素的单质中燃烧，生成一种有刺激性气味的气体，该物质中G为+6 D．E和J生成的二元化合物水溶液呈酸性 11.根据下表回答问题： 元素 甲 乙 丙 丁 元素符号 ① Cl O Al 原子结构示意图 周期 三 三 二 三 族 ⅠA ⅦA ③ ⅢA (1)甲元素最高价氧化物对应的水化物呈 性(填“酸、碱”)，乙元素最高价氧化物对应的水化物的化学式为 。 (2)比较这甲、乙、丁三种元素的原子半径大小： (填元素符号)。 (3)丙在周期表的位置为 。 (4)甲元素最高价氧化物对应水化物与丁元素最高价氧化物反应的化学方程式为 。 12.下表标出的是元素周期表的一部分元素，回答问题： (1)表中用字母标出的元素中，化学性质最不活泼的是 (用元素符号表示，下同)，金属性最强的是 ，非金属性最强的是 ，常温下单质为液态的非金属元素是 。 (2)B、F、C气态氢化物中以 (用化学式表示)最不稳定。 (3)第三周期中原子半径最小的是 。 13.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。下图是元素周期表的一部分。 (1)阴影部分元素N的最高价氧化物为 。根据元素周期律，请你预测：H3AsO4、H3PO4的酸性强弱：H3AsO4 H3PO4(用“＞”、“＜”或“＝”表示)。 (2)元素S的最高正价和最低负价分别为 、 。 (3)在一定条件下，S与H2反应有一定限度(可理解为反应进行的程度)，请判断在相同条件下Se与H2反应的限度 (选填“更大”、“更小”或“相同”)。 14.联合国大会称2019年定为“化学元素周期表国际年”，表明了元素周期律的重要性。几种主族元素在周期表中的位置如下： 族 周期 ⅠA 0 1 ④ ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2 ⑤ ⑥ 3 ① ③ ⑦ 4 ② ⑧ 根据上表回答下列问题： （1）①⑤⑥三种元素原子半径由大到小的顺序是 (用元素符号表示)。 （2）表中某元素原子的电子层数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为 ，该元素在周期表中的位置是 ，写出该元素的单质与④的简单氧化物反应的化学方程式 。 （3）①②③三种元素最高价氧化物对应的水化物的碱性最强的是 。(填化学式)。 （4）⑦的非金属性强于⑧，下列表述中不能证明这一事实的是 (填字母)。 A．⑦的氢化物比⑧的氢化物稳定 B．⑦最高价氧化物对应的水化物的酸性强于⑧最高价氧化物对应的水化物的酸性 C．⑦的单质能将⑧从其钠盐溶液中置换出来 D．⑦的氢化物酸性比⑧的氢化物酸性强 15.某同学为了验证元素周期律相关的结论，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象。 实验方案 实验现象 ①将氯气通入Na2S溶液中 有淡黄色固体(S)生成 ②将一小块金属镁，用砂纸磨去表面的氧化膜后，放入试管中，加入2 mL水，观察现象，记录为现象I ，过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象，记录为现象II 现象 I ：无明显变化 现象II：金属镁逐渐溶解，有气体生成 ③将溴水滴入NaI溶液中，充分反应后加入淀粉溶液 溶液变蓝 ④将一小块金属钠放入冷水中 钠浮在水面上，熔成小球，四处游动，逐渐消失 回答下列问题： （1）实验①相关反应的离子方程式为 。由实验①可知，C1、S的非金属性由强到弱的顺序为 (用元素符号表示，下同)。由实验③可知，Br、I的非金属性由强到弱的顺序为 。 （2）由实验②和实验④知，碱性：NaOH (填“＞”或“＜”)Mg(OH)2。 （3）实验结论：同主族元素自上而下，元素的非金属性逐渐 (填“增强”或“减弱”，下同)；同周期元素，原子序数逐渐增大，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。由此可知：H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4的酸性由强到弱的顺序为 (填化学式，下同)；常见氢化物NH3、H2O、HF、H2S中稳定性最强的是 。 1.下列关于物质性质的比较，错误的是（ ） A．酸性强弱：HNO3>H3PO4>H2SO4 B．氢化物稳定性：HCl>H2S>PH3 C．碱性强弱：KOH>NaOH>LiOH D．金属性强弱：Na>Mg>Al 2.某小组同学进行如下实验，验证同周期元素性质的递变规律。 下列说法错误的是（ ） A．产生现象1的原因为 B．沉淀为，现象4为沉淀逐渐消失 C．对比现象3和现象4，可知沉淀属于两性氢氧化物 D．由实验可得出碱性：，进而得出金属性： 3.元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，某同学利用如图所示实验验证某些金属元素的金属性，下列说法错误的是（ ） 序号 ① ② ③ 实验 现象 钠块熔成光亮小球，在水面四处游动 钾块表面出现小火球 左侧试管无明显现象，右侧试管中溶液变红 A．对比实验①、②现象可知金属性： B．实验③开始前应用砂纸打磨除去表面氧化膜 C．对比实验①，③现象可知同周期元素金属性随着原子序数的递增而减弱 D．实验①、②中滴入酚酞后的溶液均变红色 4.下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是（ ） A．还原性： B．酸性： C．热稳定性： D．碱性： 5.下列性质的比较不能用元素周期律解释的是（ ） A．酸性： B．碱性： C．稳定性： D．热稳定性： 6.为了探究Cl、Br、I的非金属性强弱，同学们进行了如图所示实验。下列说法错误的是（ ） A．由实验Ⅰ的现象可知，的氧化性强于 B．由实验Ⅱ的现象可知，的还原性强于 C．实验Ⅲ的现象为液体变蓝 D．仅通过上述三组实验无法判断Br和I的非金属性强弱 7.依据元素周期表和元素周期律进行推断，下列说法错误的是（ ） A．金属性： B．稳定性： C．碱性： D．原子半径： 8.金云母的化学式为，下列说法正确的是（ ） A．原子半径大小： B．碱性强弱： C．稳定性强弱： D．非金属性强弱： 9.已知第二、三周期元素A、B的离子、具有相同的电子层结构。则下列叙述正确的是（ ） A．原子半径：A>B B．原子序数：b>a C．原子的最外层电子数：A>B D．离子半径： 10.关于元素周期律的认识错误的是（ ） A．氧化性 B．非金属性Si<S C．半径 D．还原性HCl>HF 11.A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如图所示。A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。 (1)写出A、B、C三种元素名称 、 、 。 (2)C在元素周期表中的位置是 。 (3)C的氢化物与B的氢化物的稳定性强弱顺序为 > (填化学式)。 (4)比较A、C的原子半径：A C，写出A的气态氢化物与A的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式： 。 12.已知几种元素的性质或原子结构的相关叙述如表所示。 元素 元素性质或原子结构的相关叙述 T 失去1个电子后，形成与Ne相同的核外电子排布 X 最外层电子数是次外层电子数的2倍 Y 其某种单质是空气的主要成分，也是最常见的助燃剂 Z 原子核外有3个电子层，最外层比次外层少1个电子 回答下列问题： (1)元素X的一种同位素用作相对原子质量的标准，这种同位素的原子符号是 。 (2)Y形成的另一种单质主要存在于地球的平流层中，被称作地球生物的保护伞，该单质的化学式是 。 (3)元素Z在海水中含量非常高，海水中含Z元素的化合物主要是 (写化学式)。 (4)画出T原子的结构示意图： 。 (5)T元素组成的单质在Y元素组成的常见单质中燃烧，得到的产物是 (填化学式)。 13.A、B、C、D、E、F、G均为短周期元素，原子序数依次递增。A元素原子核内无中子，B元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，D是地壳中含量最多的元素，E是短周期中金属性最强的元素，F与G位置相邻，G是同周期元素中原子半径最小的主族元素。请回答下列问题： (1)C在元素周期表中的位置为 ，G的原子结构示意图是 。 (2)D与E按原子个数比1∶1形成化合物甲，其化学式为 ，向甲中滴加足量水时发生反应的化学方程式是 。 (3)E、F、G形成的简单离子，半径由大到小顺序是 (用离子符号表示) (4)B、C、D的简单氢化物的还原性强弱顺序为 (填分子式，下同)热稳定强弱顺序为 。 (5)F、G的最高价氧化物的水化物的分子式为 ，酸性较强为 。 14.下表是元素周期表的一部分，根据表中给出的10种元素，回答下列问题。 族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 2       C N O  F Ne 3 Na Al P S Cl   (1)单质的化学性质最不活泼的元素是 ； (2)得电子能力最强的原子是 ； (3)某阴离子的结构示意图为，其离子符号是 ； (4)形成化合物种类最多的元素是 ； (5)HF和H2O中，热稳定性较强的是 ； (6)N和P中，原子半径较小的是 ； (7)常温下，会在浓硫酸中发生钝化的金属是 ； (8)元素最高价氧化物对应水化物中，碱性最强的是 (填化学式)，酸性最强的是 (填“H2SO4”或“HClO4”)； (9) Mg(OH)2与Al(OH)3中，能与NaOH溶液反应的是 ； (10)第三周期元素中能与冷水剧烈反应的金属单质是 ，写出该反应的化学方程式： ； (11)下列各项性质的比较，符合相关性质递变规律的是 (填标号)。 A．还原性： B．非金属性： C．酸性： D．碱性： 15.R、W、X、Y、M是原子序数依次增大的五种主族元素。R最常见同位素的原子核中不含中子。W与X可形成两种稳定的化合物：WX和WX2。工业革命以来，人类使用的化石燃料在燃烧过程中将大量WX2排入大气，导致地球表面平均温度升高。Y与X是同一主族的元素，且在元素周期表中与X相邻。 (1)W的原子结构示意图是 。 (2)R2X、R2Y中，稳定性较高的是 (填化学式)，沸点较高的是 。(填化学式) (3)Se与Y是同一主族的元素，且在元素周期表中与Y相邻。 ①根据元素周期律，下列推断正确的是 。(填字母序号) a．Se的最高正化合价为+7价 b．H2Se的还原性比H2Y强 c．H2SeO3的酸性比H2YO4强 d．SeO2在一定条件下可与NaOH溶液反应 ②室温下向SeO2固体表面吹入NH3，可得到两种单质和H2O，该反应的化学方程式为 。 (4)科研人员从矿石中分离出一种氧化物，化学式可表示为A2O3。为确定A元素的种类，进行了一系列实验，结果如下：①A的相对原子质量介于K和Rb(铷)之间；②0.01mol A2O3在碱性溶液中与Zn充分反应可得到A的简单氢化物，反应完全时，被A2O3氧化的Zn为0.06mol；综合以上信息推断，A可能位于元素周期表第 族。 1 学科网（北京）股份有限公司 $ 第21讲 元素周期律 学习目标 重难点 1．了解元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价等元素性质的周期性变化，理解元素周期律及其实质。 2．会判断微粒半径的大小。 3．知道元素周期表的简单分区，进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。 4．学会运用元素周期表、元素周期律的知识，解决有关问题。 重点：1.元素周期律的含义和实质。 2.元素性质与原子结构的关系。 难点：1.第三周期元素性质的递变规律。 2.元素性质与原子结构的关系。 ①原子结构与元素性质、元素化合价的关系 原子类别 与元素性质的关系 与元素化合价的关系 稀有气体 最外层电子数为8(He为2)，结构稳定，性质不活泼 原子结构为稳定结构，常见化合价为零 金属元素原子 最外层电子数一般小于4，较易失去电子 易失去最外层电子，达到稳定结构，其最高正价为＋m(m为最外层电子数) 非金属元素原子 最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，形成8电子稳定结构 得到一定数目的电子，达到稳定结构，其最低负价为m－8(H为m－2) ②元素的主要化合价 元素最高价与最低价的关系 元素最高化合价＝最外层电子数(O、F除外) 最低化合价＝最外层电子数－8 |最高化合价|＋|最低化合价|＝8 常见元素化合价的特点 H：＋1、－1、0价，如H2O、NaH、H2。 F：－1、0价，如NaF、F2(F无最高正价)。 O：常见有－2、－1、0价，如CaO、Na2O2、O2(O无最高正价)。 原子最外层电子数的变化 原子半径的变化 元素主要化合价的变化 第三周期元素性质的变化 第三周期元素的性质 观察表格，原子的最外层电子数及元素的性质有什么变化规律？ 一、元素性质的周期性变化规律 1．性质变化规律 ① 原子核外电子排布 随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1～8的周期性变化(第一周期除外) ② 原子半径 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化 ③ 元素主要化合价 随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即同周期： 最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1 ④ 元素金属性 同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱 ⑤ 元素非金属性 同一周期，从左到右，非金属性逐渐增强 元素金属性和非金属性变化规律的理论解释 同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，越容易得到电子形成稳定结构，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 2．元素周期律 概念 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 实质 元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果 同周期同主族元素的原子半径呈现周期性变化，若元素位于不同周期、主族，如何判断半径大小？ 二、粒子半径大小的比较方法 类型 方法 实例 同周期——“序大径小” 周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl) 同主族——“序大径大” 同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs) r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) 同元素 原子和离子——“阴大阳小” 某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。 如r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl) 不同价态的阳离子——“数大径小” 带电荷数越多，粒子半径越小 r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe) 同结构——“序大径小” 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小 r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 三、元素周期表和元素周期律的应用 1．元素周期表的分区及应用 （1）元素周期表的金属区和非金属区 以第三周期元素为例： 元素周期律是指元素的性质随原子序数的递増而呈周期性的变化。元素性质的周期性变化是元素原子核外电于排布周期性变化的必然结果。 （2）元素化合价与其在周期表中位置的关系 ①O、F原子半径小，原子核对外层电子的吸引能力强，F无正化合价，O无最高正价。 ②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 2．一定区域内寻找新物质 （1）寻找新材料 （2）预测元素的性质 ①比较不同周期、不同主族元素的性质，如金属性:Mg＞Al、Ca＞Mg,则由碱性:Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2,得碱性:Ca(OH)2＞Al(OH)3。 ②推测陌生元素的某些性质 例如，已知Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。 根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合,HAt不稳定,其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。 3．“位—构—性”关系及应用 （1）元素的“位—构—性”之间的关系 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 同周期(左→右)―→最外层电子数递增―→非金属性增强、金属性减弱 同主族(上→下)―→电子层数递增―→非金属性减弱、金属性增强 2．元素“位—构—性”规律中的特例 ①绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H)无中子。 ②元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。 ③所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多。 ④非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体。 ⑤氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价；在NaH中氢显－1价。 陌生元素的性质的推断 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ABC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，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”规律 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”规律［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)。应用此规律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。 3.两性规律 周期数等于其主族序数的元素一般具有两性，由此可推断元素及其化合物的性质。 1.原子序数为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．核外电子数 C．原子半径 D．化合价 【答案】B 【解析】原子序数为3～10的元素，原子的电子层数都为2，A错误；除了10号稀有气体元素原子外，3～9号元素原子的核电荷数越大，原子半径越小，C错误；氧无最高正价、氟无正价，D错误。 2.元素性质存在周期性变化的本质原因是( ) A．元素原子相对原子质量周期性变化的结果 B．元素原子核外电子排布周期性变化的结果 C．元素的原子序数递增的结果 D．元素金属性和非金属性周期性变化的结果 【答案】B 【解析】A项，因元素的原子相对原子质量在周期表中为递增的变化，不能体现原子结构中的变化，故A错误；B项，因元素原子核外电子排布周期性变化，是原子结构中的周期性变化，则元素的性质在周期表中呈现周期性的变化，故B正确；C项，因原子序数的递增不是结构上的周期性变化，则不是元素性质存在周期性变化的本质原因，故C错误；D项，因元素的金属性和非金属性都属于元素的性质，则不能解释元素性质变化的原因，故D错误。 3.下列事实能说明元素非金属性相对强弱的是( ) 序号 事实 结论 A HF的沸点高于HCl 非金属性： F＞Cl B H2SO3的酸性强于H2CO3 非金属性： S＞C C 酸性：HClO<H2CO3 非金属性：Cl<C D 热稳定性强弱：HBr>HI 非金属性：Br>I 【答案】D 【解析】A项，根据氢化物的稳定性可以比较非金属性的强弱，故A不符合题意；B项，根据最高价氧化物对应的水化物酸性强弱可判断元素非金属性强弱，H2SO3和H2CO3都不是S、C的最高价氧化物对应的水化物，故B不符合题意；C项，应该根据最高价氧化物对应的水化物酸性强弱来判断元素非金属性强弱，HClO不是Cl的最高价含氧酸，所以不能直接比较非金属性，故C不符合题意；D项，气态氢化物越稳定，元素非金属性越强，故D符合题意。故选D。 4.X、Y分别代表两种非金属元素，下列不能说明非金属性X比Y强的是( ) A．X的氧化物对应水溶液的酸性比Y的氧化物对应水溶液的酸性强 B．Y－的还原性强于X－ C．X的单质X2能将Y的阴离子Y－氧化为Y2 D．X、Y的单质分别与Fe化合，产物中前者Fe为＋3价，后者Fe为＋2价 【答案】A 【解析】元素非金属性强弱可由其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断，没有指明是否是最高价氧化物时，无法判断两者的非金属性强弱，A符合题意；元素非金属性越弱，对应离子的还原性越强，B不符合题意；X的单质X2能与Y的阴离子Y－发生置换反应生成Y2，说明X比Y的非金属性强，C不符合题意；X、Y的单质分别氧化同一种金属，产物中金属元素的价态越高，说明单质的氧化性越强，说明X比Y的非金属性强，D不符合题意。 5.下列事实能说明元素的金属性相对强弱的是( ) 序号 事实 推论 A 用钠单质可以从熔融的氯化钾中制得钾单质 金属性：K＞Na B Mg、Al分别与NaOH溶液反应，Al可以置换H2 金属性：Al>Mg C 与冷水反应，Na比Mg剧烈 金属性：Na>Mg D Na与AlCl3溶液反应有白色沉淀生成 金属性：Na>Al 【答案】C 【解析】A项，由于钠单质的沸点高于钾单质，所以可用钠单质从熔融的氯化钾中制得钾单质，不能说明钾的金属性强于钠，A错误；B项，比较金属的活泼性是根据金属与酸反应生成氢气的难易，不是根据能否与碱反应生成氢气，B错误；C项，根据与水反应的剧烈程度可判断元素金属性强弱，C正确；D项，Na与A1Cl3溶液反应有白色沉淀生成，是Na与水反应生成的NaOH与A1Cl3溶液反应生成Al(OH)3白色沉淀，无法据此判断金属性强弱，D错误；故选C。 6.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，因此金属性由强到弱的顺序：D>A>B>C>E。 7.下列有关元素性质的递变规律不正确的是(　　) A．金属性：Na>Al>Mg B．原子半径：I>Br>Cl C．氢化物稳定性：H2O>H2S>H2Se D．酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4 【答案】A 【解析】同周期自左向右金属性逐渐减弱，则金属性：Na＞Mg＞Al，A项错误；同主族从上到下原子半径逐渐增大，则原子半径：I＞Br＞Cl，B项正确；非金属性越强，氢化物越稳定，同主族从上到下非金属性逐渐减弱，则氢化物稳定性：H2O＞H2S＞H2Se，C项正确；非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强，非金属性Cl＞S＞P，则酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，D项正确。 8.下列比较中，正确的是( ) A．热稳定性：H2O＜NH3 B．酸性：H2SiO3＜H2CO3 C．半径：F-＜Na+ D．碱性： 【答案】B 【解析】A项，O的非金属性强于N，故热稳定性：H2O＞NH3，故A错误；B项，C的非金属性强于Si，故酸性：H2SiO3＜H2CO3，故B正确；C项，核外电子数相同，核电荷数越大半径越小，故半径：F-＞Na+，故C错误；D项，Na的金属性强于Li，故NaOH＞LiOH，故D错误；故选B。 9.下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A．Na<Mg<Al<S B．I<Br<Cl<F C．Na+<M<A<O2- D．S2->Cl->Na+>A 【答案】D 【解析】A项，同周期元素自左向右原子半径逐渐减小，则原子半径：Na>Mg>Al>S，错误；B项，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，则原子半径：I>Br>Cl>F，错误；C项，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+>M>A，错误；D项，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+>A，正确。 10.几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表，下列说法正确的是(　 　) 元素代号 A B C E 化合价 -1 -2 +4、-4 -1 原子半径/nm 0.071 0.074 0.077 0.099 元素代号 G H I J 化合价 +6、-2 +3 +2 +1 原子半径/nm 0.102 0.143 0.160 0.186 A．A、H、J的简单离子半径：A>J>H B．A的最高价含氧酸是强酸 C．G元素的单质在B元素的单质中燃烧，生成一种有刺激性气味的气体，该物质中G为+6 D．E和J生成的二元化合物水溶液呈酸性 【答案】A 【解析】由A、E的化合价均为-1可知，两者均在ⅦA族，因为原子半径：E>A，所以A为F，E为Cl。同理B、G均在ⅥA族，因为原子半径：G>B，所以B为O，G为S。结合C的化合价及原子半径大小，可知C为碳元素。同理，H为Al，I为Mg，J为Na。A．离子半径：F->Na+>Al3+，即A>J>H，正确；B． F无最高价含氧酸，错误；C．S 在O2中燃烧，只能生成SO2，其中S的化合价为+4，错误；D．NaCl水溶液呈中性，错误。 11.根据下表回答问题： 元素 甲 乙 丙 丁 元素符号 ① Cl O Al 原子结构示意图 周期 三 三 二 三 族 ⅠA ⅦA ③ ⅢA (1)甲元素最高价氧化物对应的水化物呈 性(填“酸、碱”)，乙元素最高价氧化物对应的水化物的化学式为 。 (2)比较这甲、乙、丁三种元素的原子半径大小： (填元素符号)。 (3)丙在周期表的位置为 。 (4)甲元素最高价氧化物对应水化物与丁元素最高价氧化物反应的化学方程式为 。 【答案】(1)碱性 HClO4 (2)Na＞Al＞Cl (3)第二周期第ⅥA族 (4)2NaOH+Al2O3＝2NaAlO2+H2O 【解析】由原子结构示意图可知，甲为11号元素钠；乙为Cl，原子序数为17，原子核外17个电子，分三层排布，最外层有7个电子；丙为O元素，其原子序数为8；丁是Al元素，电子层数与周期数相同(1)对于甲：质子数为11，表示Na元素，Na元素最高价氧化物对应的水化物NaOH呈碱性；对于乙：处于第三周期ⅦA族，为Cl元素，乙元素最高价氧化物对应的水化物的化学式为HClO4；(2)甲为Na、乙为Cl、丁为Al，电子层越多，原子半径越大，电子层相同，原子序数越大，原子半径越小，则三种元素的原子半径大小Na＞Al＞Cl；(3)丙为O元素，其原子序数为8，丙在周期表的位置为第二周期第ⅥA族；(4)甲元素最高价氧化物对应水化物氢氧化钠与丁元素最高价氧化物氧化铝反应的化学方程式为2NaOH+Al2O3＝2NaAlO2+H2O。 12.下表标出的是元素周期表的一部分元素，回答问题： (1)表中用字母标出的元素中，化学性质最不活泼的是 (用元素符号表示，下同)，金属性最强的是 ，非金属性最强的是 ，常温下单质为液态的非金属元素是 。 (2)B、F、C气态氢化物中以 (用化学式表示)最不稳定。 (3)第三周期中原子半径最小的是 。 【答案】(1)Ar K F Br (2)PH3 (3) Cl 【解析】(1)稀有气体元素化学性质最不活泼，表中第三周期0族的Ar元素符合要求，故本问第一空应填“Ar”；金属性最强的应是第四周期IA族K元素，所以本问第二空应填“K”；非金属性最强的应是第二周期VIIA族F元素，所以本问第三空应填“F”；(2)B、F、C分别对应O元素、Cl元素、P元素，其中P元素非金属性最弱，所以PH3稳定性最差，所以本问应填“PH3”；(3)三周期主族元素中Cl是最后一个，根据元素周期律，Cl原子半径最小，所以本问应填“Cl”。 13.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。下图是元素周期表的一部分。 (1)阴影部分元素N的最高价氧化物为 。根据元素周期律，请你预测：H3AsO4、H3PO4的酸性强弱：H3AsO4 H3PO4(用“＞”、“＜”或“＝”表示)。 (2)元素S的最高正价和最低负价分别为 、 。 (3)在一定条件下，S与H2反应有一定限度(可理解为反应进行的程度)，请判断在相同条件下Se与H2反应的限度 (选填“更大”、“更小”或“相同”)。 【答案】(1)N2O5　<　(2)＋6　－2　(3)更小 【解析】依元素周期表知N元素处于第VA族，其最高正化合价为＋5价，其最高价氧化物为N2O5。依同主族元素的性质递变性可知P的非金属性大于As的，故酸性强弱：H3AsO4<H3PO4。元素S处于第ⅥA，故其最高正价和最低负价分别为＋6、－2；又由于S元素与Se元素处于同一主族，且S元素的非金属性强些，因此S元素与H2化合比较容易，在相同条件下Se与H2反应比较难些，反应的限度将会更小一些。 14.联合国大会称2019年定为“化学元素周期表国际年”，表明了元素周期律的重要性。几种主族元素在周期表中的位置如下： 族 周期 ⅠA 0 1 ④ ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2 ⑤ ⑥ 3 ① ③ ⑦ 4 ② ⑧ 根据上表回答下列问题： （1）①⑤⑥三种元素原子半径由大到小的顺序是 (用元素符号表示)。 （2）表中某元素原子的电子层数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为 ，该元素在周期表中的位置是 ，写出该元素的单质与④的简单氧化物反应的化学方程式 。 （3）①②③三种元素最高价氧化物对应的水化物的碱性最强的是 。(填化学式)。 （4）⑦的非金属性强于⑧，下列表述中不能证明这一事实的是 (填字母)。 A．⑦的氢化物比⑧的氢化物稳定 B．⑦最高价氧化物对应的水化物的酸性强于⑧最高价氧化物对应的水化物的酸性 C．⑦的单质能将⑧从其钠盐溶液中置换出来 D．⑦的氢化物酸性比⑧的氢化物酸性强 【答案】（1）Na>C>N（2） 第三周期第IA族 2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑（3）KOH（4）D 【分析】根据元素在周期表的位置，可推知：①是Na元素，②是K元素，③是Al元素，④是H元素，⑤是C元素， ⑥是N元素，⑦是Cl元素，⑧是Br元素，然后结合元素周期律及物质的性质分析解答。 【解析】（1）①是Na元素，⑤是C元素， ⑥是N元素，电子层数越多，原子半径越大，同一周期元素，原子序数越大，原子半径就越小，故原子半径由大到小的顺序是Na>C>N； （2）表中某元素原子的核外电子层数是最外层电子数的3倍，若原子最外层只有1个电子，则其电子层数是3，该元素的原子核外电子排布式是2、8、1，该元素是Na元素，其原子结构示意图为 ；钠元素位于元素周期表第三周期第IA族；④的简单氧化物是H2O，钠和水反应生成氢氧化钠和氢气，化学方程式为2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑； （3）①是Na，②是K，③是Al，由于同一周期元素的金属性随原子序数的增大而减小；同一主族元素的金属性随原子序数的增大而增大，则三种元素的金属性强弱顺序为：K>Na>Al。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，因此三种元素最高价氧化物对应水化物碱性最强的KOH； （4）A．元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性就越强，元素的非金属性：Cl>Br，所以简单氢化物的稳定性：HCl>HBr，选项A不符合题意； B．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。元素的非金属性：Cl>Br，所以酸性：HClO4>HBrO4，选项B不符合题意； C．元素的非金属性越强，其单质的氧化性就越强，活动性强的可以将活动性弱的从化合物中置换出来。由于元素的非金属性：Cl>Br，所以可以发生反应：Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2，选项C不符合题意； D．通过比较最高价氧化物对应的水化物的酸性的强弱，比较其非金属性，而不是比较氢化物酸性的强弱，选项D符合题意；答案选D。 15.某同学为了验证元素周期律相关的结论，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象。 实验方案 实验现象 ①将氯气通入Na2S溶液中 有淡黄色固体(S)生成 ②将一小块金属镁，用砂纸磨去表面的氧化膜后，放入试管中，加入2 mL水，观察现象，记录为现象I ，过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象，记录为现象II 现象 I ：无明显变化 现象II：金属镁逐渐溶解，有气体生成 ③将溴水滴入NaI溶液中，充分反应后加入淀粉溶液 溶液变蓝 ④将一小块金属钠放入冷水中 钠浮在水面上，熔成小球，四处游动，逐渐消失 回答下列问题： （1）实验①相关反应的离子方程式为 。由实验①可知，C1、S的非金属性由强到弱的顺序为 (用元素符号表示，下同)。由实验③可知，Br、I的非金属性由强到弱的顺序为 。 （2）由实验②和实验④知，碱性：NaOH (填“＞”或“＜”)Mg(OH)2。 （3）实验结论：同主族元素自上而下，元素的非金属性逐渐 (填“增强”或“减弱”，下同)；同周期元素，原子序数逐渐增大，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。由此可知：H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4的酸性由强到弱的顺序为 (填化学式，下同)；常见氢化物NH3、H2O、HF、H2S中稳定性最强的是 。 【答案】（1）①S2－＋Cl2＝2C1－＋S↓ ②Cl＞S ③Br＞I （2）＞ （3）①减弱 ②减弱 ③增强 ④HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 ⑤HF 【解析】（1）将氯气通入Na2S溶液中，氯气将S2－氧化成S单质，离子方程式为S2－＋Cl2＝2C1－＋S↓，单质氧化性越强，元素非金属性越强，故非金属性Cl＞S；③将溴水滴入NaI溶液中，充分反应后加入淀粉溶液，溶液变蓝，说明溴将I－氧化成I2，非金属性Br＞I；（2）实验②现象可以表明Mg与冷水不反应，与热水反应，实验④Na与冷水剧烈反应，由方案②和方案④中反应的剧烈程度可知，Na与水反应比Mg与水反应更剧烈，则金属性Mg＜Na，由此可知，碱性：NaOH＞Mg(OH)2；（3）由实验分析可知，非金属性Br＞I，由此得出同主族元素自上而下，元素的非金属性逐渐减弱；同周期元素金属性Mg＜Na，原子序数逐渐增大，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同周期元素原子序数逐渐增大，非金属性逐渐增强，非金属性Si＜P＜S＜Cl，非金属性越强酸性越强，故HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3；非金属性F＞O＞N＞S，元素非金属性越强简单氢化物越稳定，稳定性最强的是HF。 1.下列关于物质性质的比较，错误的是（ ） A．酸性强弱：HNO3>H3PO4>H2SO4 B．氢化物稳定性：HCl>H2S>PH3 C．碱性强弱：KOH>NaOH>LiOH D．金属性强弱：Na>Mg>Al 【答案】A 【解析】非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性S＞P，因此酸性，正确酸性顺序为，A错误；同周期从左到右非金属性逐渐增强，非金属性Cl＞S＞P，非金属性越强气态氢化物越稳定，因此氢化物稳定性，B正确；同主族从上到下金属性逐渐增强，金属性，金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，因此碱性，C正确；故选同周期从左到右金属性逐渐减弱，Na、Mg、Al位于第三周期，因此金属性，D正确；故选A。 2.某小组同学进行如下实验，验证同周期元素性质的递变规律。 下列说法错误的是（ ） A．产生现象1的原因为 B．沉淀为，现象4为沉淀逐渐消失 C．对比现象3和现象4，可知沉淀属于两性氢氧化物 D．由实验可得出碱性：，进而得出金属性： 【答案】D 【解析】溶液与氨水反应生成的沉淀X为，滴加盐酸时，与反应生成和，离子方程式为，现象1为沉淀逐渐消失，A正确；溶液与氨水反应生成的沉淀Y为，为两性氢氧化物，滴加溶液时会反应生成和水，现象4为沉淀逐渐消失，B正确；沉淀Y为，现象3（加盐酸沉淀消失）说明其能与酸反应，现象4（加NaOH沉淀消失）说明其能与碱反应，故是两性氢氧化物，C正确；故选只能与酸反应（碱性），既能与酸又能与碱反应（两性），说明碱性＞，金属性越强，最高价氧化物对应水化物碱性越强，故金属性＞，D错误；故选D。 3.元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，某同学利用如图所示实验验证某些金属元素的金属性，下列说法错误的是（ ） 序号 ① ② ③ 实验 现象 钠块熔成光亮小球，在水面四处游动 钾块表面出现小火球 左侧试管无明显现象，右侧试管中溶液变红 A．对比实验①、②现象可知金属性： B．实验③开始前应用砂纸打磨除去表面氧化膜 C．对比实验①，③现象可知同周期元素金属性随着原子序数的递增而减弱 D．实验①、②中滴入酚酞后的溶液均变红色 【答案】A 【解析】钾块表面出现小火球，钠块熔成光亮小球，说明钾和水反应更剧烈，说明金属性K>Na，故A错误；金属镁表面有氧化镁膜，实验③开始前应用砂纸打磨除去表面氧化膜，故B正确；对比实验①，③现象，钠比镁易与水反应，则Na的金属性大于Mg，可知同周期元素金属性随着原子序数的递增而减弱，故C正确；故选实验①、②中分别生成氢氧化钠、氢氧化钾，滴入酚酞后的溶液均变红色，故D正确；故选A。 4.下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是（ ） A．还原性： B．酸性： C．热稳定性： D．碱性： 【答案】C 【解析】同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，非金属性，非金属性越强对应简单阴离子的还原性越弱，故还原性，能用元素周期律解释，A不符合题意；同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，非金属性，非金属性越强最高价氧化物对应水化物的酸性越强，故酸性，能用元素周期律解释，B不符合题意；碳酸氢盐受热易分解，碳酸盐热稳定性较高，与是同种金属的正盐和酸式盐，其热稳定性差异与元素周期律无关，不能用元素周期律解释，C符合题意；故选同主族元素从上到下金属性逐渐增强，金属性，金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性，能用元素周期律解释，D不符合题意；故选C。 5.下列性质的比较不能用元素周期律解释的是（ ） A．酸性： B．碱性： C．稳定性： D．热稳定性： 【答案】D 【解析】N和P同主族，非金属性，最高价含氧酸酸性随非金属性增强而增强，因此酸性，能用元素周期律解释A不符合题意；K和Ca同周期，金属性，最高价碱的碱性随金属性增强而增强，因此碱性，能用元素周期律解释，B不符合题意；C和Si同主族，非金属性，简单氢化物稳定性随非金属性增强而增强，因此稳定性，能用元素周期律解释，C不符合题意；故选、的热稳定性是阴离子的化学性质，与元素周期律无关，D符合题意；故选D。 6.为了探究Cl、Br、I的非金属性强弱，同学们进行了如图所示实验。下列说法错误的是（ ） A．由实验Ⅰ的现象可知，的氧化性强于 B．由实验Ⅱ的现象可知，的还原性强于 C．实验Ⅲ的现象为液体变蓝 D．仅通过上述三组实验无法判断Br和I的非金属性强弱 【答案】B 【解析】由实验Ⅰ的现象可知氯气和KBr反应生成Br2和KCl，则的氧化性强于，故A正确；实验Ⅰ反应后的溶液中含有过量的氯气，由实验Ⅱ的现象溶液变棕色，可知I-被氧化为I2，过量的氯气也能将I-氧化成I2，不能证明的还原性强于，故B错误；实验Ⅱ后的溶液中含有I2，碘能使淀粉变蓝，所以实验Ⅲ的现象为液体变蓝，故C正确；故选实验Ⅰ反应后的溶液中含有过量的氯气，氯气、Br2都能氧化I-，由实验Ⅱ的现象溶液变棕色，可知I-被氧化为I2，但无法判断Br和I的非金属性强弱，故D正确；故选B。 7.依据元素周期表和元素周期律进行推断，下列说法错误的是（ ） A．金属性： B．稳定性： C．碱性： D．原子半径： 【答案】B 【解析】Na和Al为第三周期元素，同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，Na位于Al左侧，故金属性，A正确；F和N为第二周期元素，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，非金属性，非金属性越强简单氢化物稳定性越强，故稳定性，B错误；K和Na为第ⅠA族元素，同主族元素从上到下金属性逐渐增强，金属性，金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性，C正确；故选O和S为第ⅥA族元素，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，S位于O下方，故原子半径，D正确；故选B。 8.金云母的化学式为，下列说法正确的是（ ） A．原子半径大小： B．碱性强弱： C．稳定性强弱： D．非金属性强弱： 【答案】C 【解析】原子核外有3个电子层，原子核外有2个电子层，电子层数越多原子半径越大，故，A错误；同周期主族元素从左到右金属性逐渐减弱，金属性：，金属性越强最高价氧化物对应水化物碱性越强，故碱性强弱：，B错误；同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强，非金属性强弱：，非金属性越强简单氢化物越稳定，故稳定性强弱：，C正确；故选同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，故非金属性强弱：，同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强，故非金属性强弱：，因此非金属性强弱：，D错误；故选C。 9.已知第二、三周期元素A、B的离子、具有相同的电子层结构。则下列叙述正确的是（ ） A．原子半径：A>B B．原子序数：b>a C．原子的最外层电子数：A>B D．离子半径： 【答案】A 【解析】A为第三周期元素，B为第二周期元素，A的电子层数多于B，故原子半径A>B，A正确；两种离子电子层结构相同，可得a-2=b+1，即a=b+3，原子序数a>b，B错误；A形成+2价阳离子，最外层电子数为2，B形成-1价阴离子，最外层电子数为7，最外层电子数B>A，C错误；故选电子层结构相同的离子，核电荷数越大离子半径越小，核电荷数a>b，故离子半径B->A2+，D错误；故选A。 10.关于元素周期律的认识错误的是（ ） A．氧化性 B．非金属性Si<S C．半径 D．还原性HCl>HF 【答案】A 【解析】同主族从上到下金属性逐渐增强，单质还原性，对应阳离子氧化性为，该选项表述错误，A符合题意；同周期从左到右非金属性逐渐增强，和均为第三周期元素，位于左侧，故非金属性，B正确，不符合题意；和核外电子排布完全相同，核电荷数越大离子半径越小，的核电荷数大于，故半径，C正确，不符合题意；故选同主族从上到下非金属性逐渐减弱，非金属性，非金属性越强对应简单氢化物的还原性越弱，故还原性，D正确，不符合题意；故选A。 11.A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如图所示。A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。 (1)写出A、B、C三种元素名称 、 、 。 (2)C在元素周期表中的位置是 。 (3)C的氢化物与B的氢化物的稳定性强弱顺序为 > (填化学式)。 (4)比较A、C的原子半径：A C，写出A的气态氢化物与A的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式： 。 【答案】 (1)氮 硫 氟 (2)第二周期第ⅦA族(3)HF H2S (4)> NH3＋HNO3===NH4NO3 【解析】据A、B、C在周期表中的位置可知，A、C处于第二周期，B处于第三周期，设B的原子序数为x，则A为x－9，C为x－7，据题意有x－9＋x－7＝x，则x＝16，即为S，那么A为N，C为F。 12.已知几种元素的性质或原子结构的相关叙述如表所示。 元素 元素性质或原子结构的相关叙述 T 失去1个电子后，形成与Ne相同的核外电子排布 X 最外层电子数是次外层电子数的2倍 Y 其某种单质是空气的主要成分，也是最常见的助燃剂 Z 原子核外有3个电子层，最外层比次外层少1个电子 回答下列问题： (1)元素X的一种同位素用作相对原子质量的标准，这种同位素的原子符号是 。 (2)Y形成的另一种单质主要存在于地球的平流层中，被称作地球生物的保护伞，该单质的化学式是 。 (3)元素Z在海水中含量非常高，海水中含Z元素的化合物主要是 (写化学式)。 (4)画出T原子的结构示意图： 。 (5)T元素组成的单质在Y元素组成的常见单质中燃烧，得到的产物是 (填化学式)。 【答案】(1)12C (2)O3 (3)NaCl (4) (5)Na2O2 【解析】T失去1个电子后，形成与Ne相同的核外电子排布，T是Na元素；X最外层电子数是次外层电子数的2倍，X是C元素；Y其某种单质是空气的主要成分，也是最常见的助燃剂，Y是O元素；Z原子核外有3个电子层，最外层比次外层少1个电子，Z是Cl元素(1)元素X是C元素，12C用作相对原子质量的标准(2)臭氧主要存在于地球的平流层中，被称作地球生物的保护伞，臭氧的化学式是O3(3)元素Z是Cl，在海水中含量非常高，海水中含Cl的化合物主要是NaCl(4)T是Na元素， Na核外有11个电子，原子的结构示意图是(5) T是Na元素，单质钠在氧气中燃烧生成过氧化钠，所以得到的产物是Na2O2。 13.A、B、C、D、E、F、G均为短周期元素，原子序数依次递增。A元素原子核内无中子，B元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，D是地壳中含量最多的元素，E是短周期中金属性最强的元素，F与G位置相邻，G是同周期元素中原子半径最小的主族元素。请回答下列问题： (1)C在元素周期表中的位置为 ，G的原子结构示意图是 。 (2)D与E按原子个数比1∶1形成化合物甲，其化学式为 ，向甲中滴加足量水时发生反应的化学方程式是 。 (3)E、F、G形成的简单离子，半径由大到小顺序是 (用离子符号表示) (4)B、C、D的简单氢化物的还原性强弱顺序为 (填分子式，下同)热稳定强弱顺序为 。 (5)F、G的最高价氧化物的水化物的分子式为 ，酸性较强为 。 【答案】(1)第二周期第ⅤA族 (2)Na2O2 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ (3)S2－>Cl－>Na＋ (4)CH4>NH3>H2O，H2O>NH3>CH4 (5)H2SO4、HClO4 HClO4 【解析】(1)由题给信息知A为H，B为C，D为O，E为Na，F为S，G为Cl，由B、D可知C为N(2)Na与O可形成Na2O、Na2O2，Na2O2与H2O反应的化学方程式为2Na2O2＋2H2O==4NaOH＋O2↑(3)Na＋核外电子排布示意图为 ，Cl－、S2－核外电子排布示意图为 ，故离子半径：S2－>Cl－>Na＋(4)非金属性越强，气态氢化物的还原性越弱，热稳定性越强(5)非金属性越强，最高价含氧酸酸性越强。 14.下表是元素周期表的一部分，根据表中给出的10种元素，回答下列问题。 族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 2       C N O  F Ne 3 Na Al P S Cl   (1)单质的化学性质最不活泼的元素是 ； (2)得电子能力最强的原子是 ； (3)某阴离子的结构示意图为，其离子符号是 ； (4)形成化合物种类最多的元素是 ； (5)HF和H2O中，热稳定性较强的是 ； (6)N和P中，原子半径较小的是 ； (7)常温下，会在浓硫酸中发生钝化的金属是 ； (8)元素最高价氧化物对应水化物中，碱性最强的是 (填化学式)，酸性最强的是 (填“H2SO4”或“HClO4”)； (9) Mg(OH)2与Al(OH)3中，能与NaOH溶液反应的是 ； (10)第三周期元素中能与冷水剧烈反应的金属单质是 ，写出该反应的化学方程式： ； (11)下列各项性质的比较，符合相关性质递变规律的是 (填标号)。 A．还原性： B．非金属性： C．酸性： D．碱性： 【答案】(1)Ne (2)F (3)S2- (4)C (5)HF (6)N (7)Al (8)  NaOH     HClO4 (9) Al(OH)3(10) Na     (11) B 【解析】(1)0族元素的单质最不活泼，则题中所给的几种元素中，化学性质最不活泼的单质是Ne；(2)同一周期，从左往右，元素原子得电子能力逐渐增大，同一主族，从上往下，元素原子得电子能力逐渐减小，0族元素一般既不得电子也不失电子，则题给表中元素得电子能力最强的原子是F；(3)阴离子的结构示意图为，其质子数为16，为S元素，其离子符号是S2-；(4)人类已经发现的物质中，绝大部分属于有机物，有机物中都含有碳元素，所以形成化合物种类最多的元素是碳元素；(5)非金属性：F>O，元素的非金属性越强，其简单氢化物的稳定性就越强，则HF和H2O中热稳定性较强的是HF；(6)同一主族，从上往下，元素原子半径依次增大，则N和P，原子半径较小的是N；(7)常温下，铁和铝会在浓硫酸中发生钝化反应；(8)元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物碱性越强，所给元素中Na的金属性最强，则碱性最强是NaOH；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越强，所给元素中Cl的非金属性最强(F、O除外)，则酸性最强的是HClO4；(9) Al(OH)3是两性氢氧化物，能与NaOH溶液反应，Mg(OH)2是碱性氢氧化物，不能与NaOH溶液反应；(10)第三周期元素中能与冷水剧烈反应的金属单质是Na，反应的化学方程式：；(11) A项，同一周期，从左往右，元素的金属性逐渐减弱；元素的金属性越强，其单质的还原性越强；金属性：，则还原性：，A错误；B项，同一主族，从上往下，元素的非金属性逐渐减弱，则非金属性：，B正确；C项，同一周期，从左往右，元素的非金属逐渐增强；元素的非金属逐渐越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：N>C，则酸性：HNO3>H2CO3，C错误；D项，同一周期，从左往右，元素的金属性逐渐减弱；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；金属性：Na>Mg，则碱性：NaOH>Mg(OH)2，D错误；故选B。 15.R、W、X、Y、M是原子序数依次增大的五种主族元素。R最常见同位素的原子核中不含中子。W与X可形成两种稳定的化合物：WX和WX2。工业革命以来，人类使用的化石燃料在燃烧过程中将大量WX2排入大气，导致地球表面平均温度升高。Y与X是同一主族的元素，且在元素周期表中与X相邻。 (1)W的原子结构示意图是 。 (2)R2X、R2Y中，稳定性较高的是 (填化学式)，沸点较高的是 。(填化学式) (3)Se与Y是同一主族的元素，且在元素周期表中与Y相邻。 ①根据元素周期律，下列推断正确的是 。(填字母序号) a．Se的最高正化合价为+7价 b．H2Se的还原性比H2Y强 c．H2SeO3的酸性比H2YO4强 d．SeO2在一定条件下可与NaOH溶液反应 ②室温下向SeO2固体表面吹入NH3，可得到两种单质和H2O，该反应的化学方程式为 。 (4)科研人员从矿石中分离出一种氧化物，化学式可表示为A2O3。为确定A元素的种类，进行了一系列实验，结果如下：①A的相对原子质量介于K和Rb(铷)之间；②0.01mol A2O3在碱性溶液中与Zn充分反应可得到A的简单氢化物，反应完全时，被A2O3氧化的Zn为0.06mol；综合以上信息推断，A可能位于元素周期表第 族。 【答案】(1) (2)H2O H2O (3)bd 3SeO2+4NH3═3Se+2N2+6H2O (4)VA 【解析】R、W、X、Y、M是原子序数依次增大的五种主族元素，R最常见同位素的原子核中不含中子，则R为H；W与X可形成两种稳定的化合物WX和WX2，工业革命以来，人类使用的化石燃料在燃烧过程中将大量WX2排入大气，在一定程度导致地球表面平均温度升高，W为C、X为O；Y与X是同一主族的元素，且在元素周期表中与X相邻，则Y为S；M的原子序数大于S，则M为Cl。(1)由上述分析可知，W为C元素，原子序数为6，其原子结构示意图是；(2) R2X、R2Y中分别为H2O、H2S，O与S为同主族元素，O的电子层数小于S，O的原子半径小于S，O的原子核对核外电子吸引能力大于S原子，O的非金属性强于S，故H2O的稳定性大于H2S；由于H2O分子间存在氢键，导致H2O的沸点较高；(3)①a项，Se的最外层电子数为6，最高正化合价为+6价，a错误；b项，非金属性S大于Se，则H2Se的还原性比H2Y强，b正确；c项，H2SeO3的酸性比H2YO4弱，前者为弱酸，后者为强酸，c错误；d项，SeO2在一定条件下可与NaOH溶液反应生成盐和水，d正确；故选bd；②室温下向SeO2固体表面吹入NH3，可得到两种单质和H2O，结合化合价变化可知，生成两种单质为Se、N2，该反应的化学方程式为：3SeO2+4NH3═3Se+2N2+6H2O；(4)0.01 mol A2O3 在碱性溶液中与Zn充分反应可得到A的简单氢化物，反应完全时，被A2O3氧化的Zn为0.06 mol，设氢化物中A元素的化合价为x，由电子守恒可知0.01mol×2×(3-x)=0.06mol×(2-0)，解得：x=-3，则A元素的最高价为+5价，A位于元素周期表第VA族。 1 学科网（北京）股份有限公司 $