4.2 元素周期律 同步讲义2025-2026学年高一上学期化学人教版必修一

本讲义聚焦高中化学元素周期律核心知识点，系统梳理同周期与同主族元素性质递变规律，原子结构与性质的关系，金属性、非金属性强弱比较，微粒半径大小比较及相关探究实验，构建从规律到应用的学习支架。 资料通过18个题型分类呈现知识，典例与变式结合培养科学思维，实验探究题强化科学探究与实践能力。如题型9、11设计实验验证性质递变，助力学生理解结构决定性质的化学观念，课中辅助教师教学，课后帮助学生复习查漏。

第四章 第二节 元素周期律 内 容 导 航 题型1 同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系 题型2 元素化合价的递变规律及其应用 题型3 原子结构与元素的性质 题型4 微粒半径大小的比较 题型5 金属性强弱的比较 题型6 非金属性强弱的比较 题型7 元素周期律的实质 题型8 元素周期律的作用 题型9 同一周期内元素性质的递变规律的探究实验 题型10 同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系 题型11 同一主族内元素性质递变规律的探究实验 题型12 金属性强弱对元素性质的影响 题型13 金属性强弱的探究实验 题型14 非金属性强弱对元素性质的影响 题型15 非金属性强弱的探究实验 题型16 位置结构性质的相互关系应用 题型17 原子结构与元素周期律的关系 题型18 元素周期律和元素周期表的综合应用 考 点 演 练 题型1 同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系 解｜题｜知｜识 同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系： 元素性质 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 最外层电子数 逐渐增多（1e﹣→8e﹣） 相同 原子半径 逐渐减小（稀有气体最大） 逐渐增大 主要化合价 最高正价：+1→+7 最低负价﹣4→﹣1； 最低负价＝主族序数﹣8 最高正价相同 最低负价相同（除F、O外） 最高正价＝主族序数 第一电离能 呈增大的趋势 呈减小趋势 电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 得失电子能力 失电子能力减弱；得电子能力增强。 失电子能力增强；得电子能力减弱。 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强。 金属性逐渐增强； 非金属性逐渐减弱。 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱； 酸性逐渐增强。 碱性逐渐增强； 酸性逐渐减弱。 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 【典例1】已知33As、35Br位于同一周期，下列关系正确的是（　　） A．原子半径：As＞Cl＞P B．还原性：AsH3＞H2S＞HCl C．热稳定性：HCl＞AsH3＞HBr D．酸性：H3AsO4＞H2SO4＞H3PO4 【答案】B 【解答】解：A．原子核外电子层数越大，其原子半径越大，同一周期元素，原子半径随着原子序数增大而减小，As原子核外有4个电子层，Cl、P原子核外有3个电子层且原子序数Cl＞P，所以半径：As＞P＞Cl，故A错误； B．元素的非金属性越强，其氢化物的还原性越弱，非金属性Cl＞S＞As，所以还原性AsH3＞H2S＞HCl，故B正确； C．元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性越强，非金属性Cl＞Br＞As，所以稳定性：HCl＞HBr＞AsH3，故C错误； D．元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性：S＞P＞As，所以酸性：H2SO4＞H3PO4＞H3AsO4，故D错误； 故选：B。 【变式1】在解释下列物质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与化学键的强弱无关的是（　　） A．钠、镁、铝的熔点和沸点逐渐升高，硬度逐渐增大 B．金刚石的硬度大于晶体硅的硬度，其熔点也高于晶体硅的熔点 C．KF、KCl、KBr、KI的熔点依次降低 D．CF4、SiF4、GeF4、SnF4的熔点和沸点逐渐升高 【答案】D 【解答】解：A、钠、镁、铝的熔点和沸点逐渐升高，硬度逐渐增大，这是因为它们中的金属键逐渐增强，与化学键的强弱有关，故A正确； B、金刚石的硬度大于晶体硅的硬度，其熔点也高于晶体硅的熔点，这是因为C﹣C键的键长比Si﹣Si键的键长短，C﹣C键的键能比Si﹣Si键的键能大，也与化学键的强弱有关，故B正确； C、KF、KCl、KBr、KI的熔点依次降低，这是因为它们中的离子键的强度逐渐减弱，与化学键的强弱有关，故C正确； D、CF4、SiF4、GeF4、SnF4的熔点和沸点逐渐升高，这是因为分子间作用力随相对分子质量的增大而增大，与化学键的强弱无关，故D错误， 故选：D。 题型2 元素化合价的递变规律及其应用 解｜题｜知｜识 （1）化合价原则：在化合物里，元素正负化合价的代数和为零。 （2）在化合物里，氢通常显+1价，氧通常显﹣2价。 （3）金属元素通常显正价，非金属元素通常显负价（但在非金属氧化物里，氧显负价，另一非金属元素显正价）。 （4）单质分子里，元素的化合价为零。 （5）许多元素具有可变化合价。例如：Fe有+2、+3价；Cl有﹣1、+1、+3、+5、+7价。 （6）原子团的化合价由构成元素原子的正负化合价的代数和算出。 【典例1】下列有关元素周期律的比较或说法正确的是（　　） A．同主族元素的最高化合价都相等 B．含氧酸的酸性：H3PO4＞H2SO4 C．元素非金属性：F＞O＞S D．元素非金属性越强，其氢化物的稳定性越强 【答案】C 【解答】解：A．同主族元素的最高化合价不一定都相等，如第七主族F没有最高价，Cl、Br、I最高为+7价，故A错误； B．元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性P＜S，所以酸性：H3PO4＜H2SO4，故B错误； C．元素非金属性规律为同主族从上至下逐渐减弱，同周期从左至右非金属逐渐增强，因此非金属性F＞O＞S，故C正确； D．元素非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，不是所有的氢化物的稳定性更强，故D错误； 故选：C。 题型3 原子结构与元素的性质 解｜题｜知｜识 （1）“位、构、性”之间的关系： （2）“位、构、性”关系的应用： 1）元素原子的核外电子排布，决定元素在周期表中的位置，也决定了元素的性质； 2）元素在周期表中的位置，以及元素的性质，可以反映原子的核外电子排布； 3）根据元素周期律中元素的性质递变规律，可以从元素的性质推断元素的位置； 4）根据元素在周期表中的位置，根据元素周期律，可以推测元素的性质． 【典例1】结构决定性质。如表性质不能由结构推出的是（　　） 结构 性质 A 晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列 用红热的铁针刺中凝固在水晶表面的石蜡中间，石蜡熔化出一个不规则椭圆 B 基态价电子排布：Fe3+为3d5，Fe2+为3d6 Fe3+具有较强的氧化性，易被还原为Fe2+ C Na原子半径大，最外层仅1个电子 Na单质具有较强还原性 D CO是极性分子，N2是非极性分子 CO沸点略高于N2 A．A B．B C．C D．D 【答案】A 【解答】解：A．晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列，晶体在不同的方向上表现出不同的导热性体现了晶体的各向异性，但用红热的铁针刺中凝固在水晶表面的石蜡中间，石蜡熔化出一个规则椭圆，故A错误； B．处于高基态的离子具有氧化性，Fe3+处于稳定状态，更易得到电子被还原为Fe2+，所以具有较强的氧化性，故B正确； C．Na原子半径大，最外层只有一个电子，原子核对最外层电子的吸引力较小，所以Na单质具有较强还原性，故C正确； D．CO是极性分子，分子间存在取向力，N2是非极性分子，分子仅存在较弱的色散力，极性分子的分子间作用力更强，沸点更高，所以CO沸点略高于N2，故D正确； 故选：A。 【变式1】短周期元素A、B、C、D的原子序数依次增大，A原子在元素周期表中原子半径最小，B原子最外层电子数是电子层数的3倍，D与B属于同一主族，CA2是一种储氢材料．下列叙述正确的是（　　） A．元素B的单质与化合物A2D反应能生成D的单质 B．工业上利用铝热反应可制得单质C C．原子B、C、D半径的大小顺序：D＞C＞B D．一定条件下，过量的B单质与D单质直接生成BD3 【答案】A 【解答】解：A、B、C、D是原子序数依次增大的短周期主族元素，A是周期表中原子半径最小的元素，则A为H元素；B原子最外层电子数是电子层数的3倍，可推知B为O元素；D与B属于同一主族，则D为S元素；CA2是一种储氢材料，C为+2价，而且原子序数大于O小于S，则C为Mg元素； A．氧气具有氧化性、硫化氢具有还原性，则元素O的单质与化合物H2S反应能生成S的单质，故A正确； B．C为Mg，Mg的还原性大于Al，所以不能用铝热反应可制得单质Mg，故B错误； C．电子层越多，原子半径越大，同周期随原子序数增大原子半径减小，故原子半径Mg＞S＞O，即半径的大小顺序：C＞D＞B，故C错误； D．D为S元素，B为O元素，S在氧气中燃烧生成SO2，故D错误， 故选：A。 【变式2】某短周期主族元素（R）组成的盐的通式为NanRO3，为了探究R元素，设计如图装置进行实验。下列叙述正确的是（　　） 选项 试剂1 试剂2 Ⅱ中现象 结论 A 稀盐酸 澄清石灰水 溶液变浑浊 R元素一定位于周期表第2周期ⅣA族 B 浓盐酸 品红溶液 溶液褪色 基态R原子价层电子排布式一定为3s23p4 C 70%浓硫酸 品红溶液 溶液褪色 NanRO3为Na2SO3 D 浓硝酸 石蕊溶液 溶液变红色 R的单质一定是半导体材料 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【解答】解：A．能使澄清石灰水变浑浊的气体有SO2或CO2，故R可能是硫，也可能是碳，故A错误； B．浓盐酸和氯酸钠反应生成氯气，氯气也能使品红溶液褪色，故B错误； C．亚硫酸钠和硫酸反应生成二氧化硫，二氧化硫能使品红溶液褪色，故C正确； D．挥发出来的硝酸能使石蕊溶液变红色，若R为硅，则Ⅰ中溶液产生胶状白色物质，仅根据Ⅱ中现象不能判断R是硅，故D错误； 故选：C。 【变式3】某元素R的原子结构示意图为．下列关于该元素的说法中，不正确的是（　　） A．核电荷数和核外电子数是16 B．属于非金属元素 C．其含氧酸的化学式为HRO4 D．RO3为酸性氧化物 【答案】C 【解答】解：A．元素R的原子结构示意图为，其核电荷数是16，核外电子数是16，故A正确； B．该元素是硫元素，属于非金属元素，故B正确； C．硫元素最高价为+6价，其最高价含氧酸的化学式是H2SO4，低价含氧酸可以是H2SO3，而化学式为HRO4中R为+7价，故C错误； D．SO3与水反应生成H2SO4，SO3属于酸性氧化物，故D正确； 故选：C。 题型4 微粒半径大小的比较 解｜题｜知｜识 微粒（原子及离子）半径大小比较规律： 1）影响原子（或离子）半径大小的因素 ①电子层数越多，半径越大； ②电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小． 2）具体规律 ①同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大．如：F﹣＜Cl﹣＜Br﹣＜I﹣；Li＜Na＜K＜Rb＜Cs． ②同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）．如：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl． ③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小．如：F﹣＞Na+＞Mg2+＞Al3+． ④同种元素的微粒半径：阳离子＜原子＜阴离子．如Na+＜Na；Cl＜Cl﹣． ⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小．如Fe＞Fe2+＞Fe3+． ⑥稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径（测量方法不同）． 【典例1】Ti12O18}团簇是比较罕见的一个穴醚无机类似物，我国科学家通过将{Rb@Ti12O18}和Cs+反应，测定笼内Cs+的浓度。研究发现：Cs+的直径大于{Ti12O18}团簇表面的孔径且{Ti12O18}的骨架结构在Cs+交换过程中没有被破坏。计算Cs+取代Rb+反应的平衡常数（Keq），反应示意图和所测数据如下。有关说法错误的是（　　） 图中[Cs+]/[Rb+]表示平衡时铯离子浓度和铷离子浓度之比，其他类似。 A．离子半径：r（Cs+）＞r（Rb+） B．Keq＝10 C．{Ti12O18}团簇表面的孔径大小是可变的 D．Rb+半径小，因此{Ti12O18}团簇对Rb+的亲和力更大 【答案】D 【解答】解：A．Cs和Rb都是ⅠA族元素，电子层数：Cs+＞Rb+，则离子半径：r（Cs+）＞r（Rb+），故A正确； B．根据平衡可知，Keq，可知Keq为图中直线的斜率，根据图可知直线斜率10，故B正确； C．Cs+的直径大于{Ti12O16}团簇表面的孔径且{Ti2O16}的骨架结构在Cs+交换过程中没有被破坏，说明{Ti12O16}团簇表面的孔允许Cs+进入笼内时，可知表面的孔径大小是可变的，故C正确； D．由B中计算可知Keq＝10，即{Ti12O18}团簇对于Cs+具有比Rb+更大的亲和力，故D错误； 故选：D。 【变式1】下列元素的原子半径最小的是（　　） A．C B．B C．O D．F 【答案】D 【解答】解：B、C、O、F属于同周期元素，同周期从左到右元素原子半径减小，则原子半径：B＞C＞O＞F，所以原子半径最小的是F，故D正确， 故选：D。 题型5 金属性强弱的比较 解｜题｜知｜识 金属性本质：原子越容易失电子，元素的金属性越强。 常用的判断方法有： （1）在金属活动性顺序表中位置越靠前，金属性越强。 （2）单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 （3）单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱，金属性越强。 （4）最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 （5）若溶液中Xn++Y→X+Ym+，则Y的金属性比X强。 【典例1】下列事实能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是（　　） 序号 事实 推论 A 高温下，Na 可置换出 K：Na+KClK↑+NaCl 金属性：Na＜K B 沸点H2O比H2S 高 非金属性：O＞S C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S＞C D t℃时，Br2+H2⇌2HBr K＝5.6×107 I2+H2⇌2HCl K＝43 非金属性：Br＞I A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【解答】解：A．Na+KClK↑+NaCl反应中，K易挥发，减少K的浓度，平衡正向移动，不是利用金属的活泼性，所以不能根据该反应来推测金属性强弱，故A错误； B．简单氢化物的熔沸点与分子间作用力、氢键有关，与非金属性强弱无关，所以不能根据氢化物熔沸点高低判断非金属性强弱，故B错误； C．SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2，说明H2SO3的酸性大于H2CO3，但H2SO3不是S元素的最高价氧化物的水化物，所以不能据此判断非金属性强弱，故C错误； D．反应的平衡常数K越大，则单质和氢气化合越容易，则元素非金属性越强，得到非金属性Br＞I，故D正确； 故选：D。 【变式1】《自然》杂志曾报道我国科学家通过测量SiO2中26Al和10Be两种元素的比例确定“北京人”年龄的研究结果，这种测量方法叫“铝铍测年法”。完成下列填空： （1）l0Be和9Be　　 （填序号）。 a．是同一种原子 b．具有相同的中子数 c．具有相同的化学性质 d．互为同位素 （2）写出Al（OH）3与NaOH溶液反应的化学方程式：　 　 。 （3）研究表明28Al可以衰变为26Mg，可以比较这两种元素金属性强弱的方法是　　 （填序号）。 a．比较Mg（OH）2与Al（OH）3的碱性强弱 b．比较这两种元素的最高正化合价 c．将打磨过表面积相同的镁条和铝片分别和100℃热水作用，并滴入酚酞溶液 d．比较这两种金属的硬度和熔点 （4）目前还有一种测量方法叫“钾氩测年法”。 两种常见简单阴离子的核外电子排布与Ar相同，两者的半径大小关系为：　S2﹣＞Cl﹣ （用化学符号表示）；其中一种离子与钾同周期相邻元素的离子所形成的化合物可用作干燥剂，用电子式表示该物质的形成过程： 。 【答案】见试题解答内容 【解答】解：（1）10Be和9Be是中子数不同、质子数相同的Be原子，互为同位素，它们的化学性质相似； 故答案为：cd； （2）Al（OH）3与NaOH溶液反应生成偏铝酸钠和水，反应的离子方程式：Al（OH）3+NaOH＝NaAlO2+2H2O， 故答案为：Al（OH）3+NaOH＝NaAlO2+2H2O； （3）a．金属性越强最高价氧化物对水化物的碱性越强，可用比较Mg（OH）2与Al（OH）3的碱性强弱，来证明金属性的强弱，故a正确； b．比较这两种元素的最高正化合价，不能说明Mg比Al活泼，不能证明金属性强弱，故b错误； c、将打磨过的镁带和铝片分别和热水作用，并滴入酚酞溶液，发现放镁带的那个变红色，证明金属镁可以和热水反应，但是金属铝不可以，能证明金属性强弱，故c正确； d．硬度和熔点属于物理性质，不能用于比较金属性，故d错误； 故答案为：ac； （4）和Ar核外电子排布相同的阴离子有Si4﹣、P3﹣、S2﹣、Cl﹣，电子层结构相同的离子，其离子半径随着原子序数的增大而减小，所以这两种离子半径大小顺序是Si4﹣＞P3﹣＞S2﹣＞Cl﹣，常见阴离子半径S2﹣＞Cl﹣，与钾相邻元素的离子是钙离子，氯化钙可以做干燥剂，属于离子化合物，电子式为，用电子式表示该化合物的形成过程为； 故答案为：S2﹣＞Cl﹣；。 题型6 非金属性强弱的比较 解｜题｜知｜识 非金属性本质：原子越容易得电子，元素的非金属性越强。 常用的判断方法有： （1）与H2化合越容易或气态氢化物越稳定，非金属性越强。 （2）单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强。 （3）最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。 （4）若溶液中Xn﹣+Y→X+Ym﹣，则Y的非金属性比X强。 【典例1】下列有关物质性质的比较正确的是（　　） ①同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 ②元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 ③非金属性最强的元素，其最高价氧化物对应的水化物酸性最强 ④元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 ⑤还原性：I﹣＞Br﹣＞Cl﹣＞F﹣ ⑥酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 A．①③ B．②④ C．③⑥ D．⑤⑥ 【答案】D 【解答】解：①同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱；同主族金属晶体熔沸点与原子半径成反比，同主族分子晶体熔沸点与相对分子质量成正比，如碱金属族元素单质熔点从上到下逐渐减弱，卤族元素熔点从上到下逐渐增强，故错误； ②主族元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数，但O、F元素除外，故错误； ③非金属性最强的元素是F元素，但是F元素没有含氧酸，故错误； ④元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性不一定越强，如F元素非金属性最强，但是HF是弱电解质，其水溶液酸性较弱，故错误； ⑤元素的非金属性越强，其简单阴离子的还原性越弱，非金属性：F＞Cl＞Br＞I，则还原性：I﹣＞Br﹣＞Cl﹣＞F﹣，故正确； ⑥元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水合物酸性越强，非金属性Si＜P＜S＜Cl，所以酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3，故正确； 故选：D。 【变式1】甲乙两种非金属性质比较，有 ①甲比乙容易与氢气化合； ②甲原子能与乙原子的阴离子发生氧化还原反应； ③氧化物对应的水化物酸性比较，甲比乙的强； ④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多； ⑤甲的单质熔、沸点比乙的低． 能够说明甲比乙的非金属性强的是（　　） A．①② B．①②③ C．①②⑤ D．①②③④⑤ 【答案】A 【解答】解：①非金属性越强的元素，其单质与氢气化合越容器，甲比乙容易与氢气化合，则甲的非金属性比乙强，故正确； ②元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，甲单质能与乙的阴离子发生氧化还原反应，则甲单质的氧化性大于乙，所以甲的非金属性大于乙，故正确； ③元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，最高价氧化物对应的水化物酸性比较，甲比乙的强，则非金属性甲大于乙，而不是氧化物对应的水化物酸性比较，故错误； ④与某金属反应时比较得电子能力大小，不是比较得电子数目多少，故错误； ⑤单质的熔沸点与非金属强弱无关，所以甲的单质熔、沸点比乙的低不能说明甲的非金属性大于乙，故错误； 故选：A。 【变式2】下列有关物质性质的比较正确的是（　　） ①同主族元素的单质从上到下，氧化性逐渐减弱，熔点逐渐升高 ②元素的非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越弱 ③单质与水反应的剧烈程度：F2＞Cl2＞Br2＞I2 ④元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 ⑤还原性：S2﹣＞Se2﹣ ⑥酸性：HNO3＞H3PO4． A．①③ B．②④ C．③⑥ D．⑤⑥ 【答案】C 【解答】解：①碱金属从上到下熔点降低，而卤族元素的单质从上到下，氧化性逐渐减弱，熔点逐渐升高，故错误； ②非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越强，故错误； ③非金属性越强，对应单质与水反应越剧烈，则单质与水反应的剧烈程度：F2＞Cl2＞Br2＞I2，故正确； ④非金属性越强，最高价氧化物的水化物酸性越强，而不能比较氢化物的酸性，故错误； ⑤非金属性S＞Se，对应离子的还原性为S2﹣＜Se2﹣，故错误； ⑥非金属性N＞P，最高价氧化物的水化物酸性为HNO3＞H3PO4，故正确； 故选：C。 题型7 元素周期律的实质 解｜题｜知｜识 1、元素周期律的概念： 元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律．元素周期律由俄国的门捷列夫首先发现，并根据此规律创制了元素周期表． 2、元素周期律的实质： （1）把电子层数相同的各种元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行． （2）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排列成纵行． 注意：①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律． ②历史上第一个元素周期表是1869年俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上排成的，他将元素按相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行． 【典例1】元素性质呈周期性变化的根本原因是（　　） A．元素的电负性呈周期性变化 B．元素的第一电离能呈周期性变化 C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D．元素的金属性、非金属性呈周期性变化 【答案】C 【解答】解：A．元素的电负性为元素的性质，不能解释元素性质的周期性变化，故A错误； B．元素的第一电离能属于元素的性质，不能解释元素性质的周期性变化，故B错误； C．由原子的电子排布可知，随原子序数的递增，原子结构中电子层数和最外层电子数呈现周期性变化，则元素原子的核外电子排布的周期性变化是元素的性质呈周期性变化的根本原因，故C正确； D．因元素的金属性和非金属性都是元素的性质，则不能解释元素性质的周期性变化，故D错误； 故选：C。 【变式1】元素性质随着元素序数的递增呈现周期性变化的根本原因是（　　） A．元素的相对原子质量逐渐增大，量变引起质变 B．元素化合价的周期性变化 C．元素金属性和非金属性呈周期性变化 D．元素原子的核外电子排布的周期性变化 【答案】D 【解答】解：元素化学性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的原因是原子核外电子排布的周期性变化，原子核外电子排布的周期性变化决定了原子半径的周期性变化，元素化合价的周期性变化，金属性和非金属性的周期性变化，故D正确； 故选：D。 题型8 元素周期律的作用 解｜题｜知｜识 元素周期表的作用： 1）预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质； ①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等．如：碱性：Ra（OH）2＞Ba（OH）2；气态氢化物稳定性：CH4＞SiH4． ②比较同周期元素及其化合物的性质．如：酸性：HClO4＞H2SO4；稳定性：HCl＞H2S． ③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物．例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁． ④推断一些未学过的元素的某些性质．如：根据ⅡA族的Ca（OH）2微溶，Mg（OH）2难溶，可以推知Be（OH）2更难溶． 2）启发人们在一定范围内寻找某些物质　 ①半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等． ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等． ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找．如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等． 【典例1】下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是（　　） A．酸性：HClO4＞H2SO3＞H2SiO3 B．碱性：KOH＞NaOH＞LiOH C．热稳定性：H2O＞H2S＞PH3 D．非金属性：F＞O＞N 【答案】A 【解答】解：A.非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，且H2SO3不是最高价含氧酸，则酸性关系不能用元素周期律解释，故A错误； B.金属性为K＞Na＞Li，对应最高价氧化物的水化物的碱性为KOH＞NaOH＞LiOH，能用元素周期律解释，故B正确； C.非金属性为O＞S＞P，对应简单氢化物的稳定性为H2O＞H2S＞PH3，能用元素周期律解释，故C正确； D.同周期从左向右非金属性增强，则非金属性：F＞O＞N，能用元素周期律解释，故D正确； 故选：A。 【变式1】下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（　　） ①酸性：H2SO4＞H3PO4 ②热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3 ③非金属性：Cl＞Br ④熔点：H2O＞H2S ⑤碱性：NaOH＞NH3•H2O ⑥稳定性：H2O＞H2S ⑦酸性：HI＞HCl ⑧还原性：I﹣＞Cl﹣ A．①③⑥⑧ B．③④⑤⑥ C．②④⑤⑦⑧ D．②④⑤⑦ 【答案】D 【解答】解：①非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，则酸性：H2SO4＞H3PO4，能用元素周期律解释，故不选； ②碳酸氢钠加热分解生成碳酸钠，盐的热稳定性不能用元素周期律解释，故选； ③同主族从上到下非金属性减弱，则非金属性：Cl＞Br，能用元素周期律解释，故不选； ④水分子间含氢键，沸点高，熔点：H2O＞H2S，不能用元素周期律解释，故选； ⑤NaOH为强碱、一水合氨为弱碱，碱性不能用元素周期律解释，故选； ⑥非金属性越强，对应氢化物越稳定，则稳定性：H2O＞H2S，能用元素周期律解释，故不选； ⑦非金属性与氢化物的酸性无关，则不能用元素周期律解释，故选； ⑧非金属性越强，对应阴离子的还原性越弱，能用元素周期律解释，故不选； 故选：D。 【变式2】下列性质的比较，正确且能用元素周期律解释的是（　　） A．热稳定性：HCl＞H2S＞PH3 B．碱性：LiOH＞NaOH＞Mg（OH）2 C．酸性：HClO4＞H2SO3＞H2SiO3 D．沸点：H2O＞HF＞NH3 【答案】A 【解答】解：A．P、S、Cl为第三周期元素，同周期从左到右非金属性逐渐增强，非金属性Cl＞S＞P，简单气态氢化物热稳定性随非金属性增强而增强，故热稳定性HCl＞H2S＞PH3，且能用元素周期律解释，故A正确； B．从上到下金属性逐渐增强，Li和Na同主族，金属性Na＞Li，最高价氧化物对应水化物碱性随金属性增强而增强，故碱性NaOH＞LiOH，该选项顺序错误，故B错误； C．元素周期律比较酸性需针对最高价含氧酸，H2SO3不是S元素的最高价含氧酸，不能用元素周期律解释该酸性顺序，故C错误； D．H2O、HF、NH3的沸点差异由分子间氢键的数目和强度决定，属于分子间作用力范畴，不能用元素周期律解释，故D错误； 故选：A。 【变式3】下列有关物质性质的比较中正确的是（　　） A．第一电离能：N＞O＞S B．沸点：H2S＞H2O C．电负性：C＞O＞P D．电子空间运动状态数：S＞P＞Si 【答案】A 【解答】解：A．同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素，同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小，则第一电离能：N＞O＞S，故A正确； B．H2O存在分子间氢键，则沸点：H2S＜H2O，故B错误； C．同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，则电负性：O＞C＞P，故C错误； D．S的价电子排布式为3s23p4，电子空间运动状态数为4，P的价电子排布式为3s23p3，电子空间运动状态数为4，Si的价电子排布式为3s23p2，电子空间运动状态数为3，电子空间运动状态数：S＝P＞Si，故D错误； 故选：A。 题型9 同一周期内元素性质的递变规律的探究实验 解｜题｜知｜识 1、同一周期从左往右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 2、同一周期从左往右，核电荷数逐渐增大，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小。 3、同一周期从左往右，元素的失去电子逐渐减弱，得到电子逐渐增强。 【典例1】金属Na、Mg、Al有广泛的应用 （1）金属Na、Mg、Al的金属性，进行了如下实验： 实验1：各取1.0g金属钠和镁，分别加入到5mL水中，钠与水反应剧烈，镁与水反应缓慢。 实验2：各取1.0g的镁条和铝条，分别加入到5mL 1.0mol/L盐酸中，镁与盐酸反应剧烈，铝与盐酸反应较剧烈。 实验1和实验2得出的结论是　 　 ，用原子结构理论解释；同周期元素从左到右，　 　 。 （2）Na、Mg、Al都可用于制备储氢的金属氢化物。 ①NaH是离子化合物，其电子式为　 。能与水发生氧化还原反应　 　 生成H2，该反应的还原剂是　 　 。NaH在无水条件下可作为某些钢铁制品的脱锈剂（铁锈的成分表示为Fe2O3），脱锈过程发生反应的化学式为　 　 。 ②NaAlH4是一种良好的储氢材料。NaAlH4与水反应的化学方程式是　 　 。 【答案】见试题解答内容 【解答】解：（1）Na、Mg、Al原子核外均有3个电子层，均处于第三周期，金属与水、酸反应越剧烈，金属性越强，实验1和实验2得出的结论是：金属性：Na＞Mg＞Al；用原子结构理论解释，同周期自左而右，核电荷数增大、原子半径减小，原子核对核外电子吸引增强，失去电子能力减弱，金属性减弱， 故答案为：金属性Na＞Mg＞Al；核电荷数增大、原子半径减小，原子核对核外电子吸引增强，失去电子能力减弱； （2）①NaH是钠离子和氢阴离子形成的离子化合物，电子式为：Na+[：H]﹣，NaH与水发生氧化还原反应生成NaOH与H2，反应中水中氢元素化合价降低、NaH中氢元素化合价升高，故NaH是还原剂，NaH在无水条件下可作为某些钢铁制品的脱锈剂，NaH和Fe2O3反应生成铁和氢氧化钠，反应的化学方程式为：3NaH+Fe2O3＝2Fe+3NaOH， 故答案为：Na+[：H]﹣；NaH； 3NaH+Fe2O3＝2Fe+3NaOH； ②NaAlH4与水反应生成偏铝酸钠与氢气，反应方程式为：NaAlH4+2H2O＝NaAlO2+4H2↑， 故答案为：NaAlH4+2H2O＝NaAlO2+4H2↑。 题型10 同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系 解｜题｜知｜识 同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系： 元素性质 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 最外层电子数 逐渐增多（1e﹣→8e﹣） 相同 原子半径 逐渐减小（稀有气体最大） 逐渐增大 主要化合价 最高正价：+1→+7 最低负价﹣4→﹣1； 最低负价＝主族序数﹣8 最高正价相同 最低负价相同（除F、O外） 最高正价＝主族序数 第一电离能 呈增大的趋势 呈减小趋势 电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 得失电子能力 失电子能力减弱；得电子能俩增强． 失电子能力增强；得电子能力减弱． 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强． 金属性逐渐增强； 非金属性逐渐减弱． 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱； 酸性逐渐增强． 碱性逐渐增强； 酸性逐渐减弱． 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 【典例1】34Se和S均属于ⅥA族元素。下列关于Se及其化合物性质不正确的是（　　） A．第一电离能：Se＞33As B．原子半径：Se＜As C．酸性：H2SO4＞H2SeO4 D．沸点：H2Se＞H2S 【答案】A 【解答】解：A．As的3p能级为半充满的稳定结构，故第一电离能：Se＜33As，故A错误； B．同周期从左往右，元素原子的半径递减，故原子半径：Se＜As，故B正确； C．同主族从上往下，元素非金属性递减，其对应最高价氧化物的水化物的酸性减弱，酸性：H2SO4＞H2SeO4，故C正确； D．H2Se、H2S的结构相似，都属于分子晶体，则分子量大的，范德华力越大，沸点越高，故D正确； 故选：A。 【变式1】34Se和S均属于ⅥA族元素。下列关于Se及其化合物性质的比较不正确的是（　　） A．第一电离能：Se＞33As B．原子半径：Se＜As C．还原性：H2Se＞H2S D．沸点：H2Se＞H2S 【答案】A 【解答】解：A.34Se和S均属于ⅥA族元素，则33As为第ⅤA族元素，其第一电离能：33As＞Se，故A错误； B.Se和As处于同一周期，Se为第ⅥA族元素，As为第ⅤA族元素，同一周期从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：Se＜As，故B正确； C.元素的非金属性越强，简单氢化物的还原性越弱，由于非金属性S＞Se，则还原性：H2Se＞H2S，故C正确； D.H2Se、H2S的结构相似，均为分子晶体，且分子间均无氢键，则影响其沸点的是范德华力，而相对分子质量越大，则范德华力越大，故沸点：H2Se＞H2S，故D正确； 故选：A。 【变式2】CdSnAs2是一种高迁移率的新型热电材料，下列有关该材料所涉及元素及其同族元素相关化合物的论述正确的是（　　） A．电负性N＞P＞As，键角由大到小的顺序为NH3＞PH3＞AsH3 B．Cd为48号元素，其基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s2 C．Sn位于第五周期第IVA族，其价层电子排布式为4d105s25p2 D．SiH4中Si的化合价为+4，CH4中C的化合价为﹣4，因此SiH4的还原性小于CH4的 【答案】A 【解答】解：A.NH3、PH3、AsH3结构相似，电负性N＞P＞As，键合电子离中心原子的距离逐渐变远，键合电子间的排斥力逐渐变小，则键角依次减小，即是NH3＞PH3＞AsH3，故A正确； B.元素的原子序数＝核外电子数，Cd为48号元素，则其核外有48个电子，根据构造原理可知电子排布式为：[Kr]4d105S2，故B错误； C.Sn位于第五周期第IVA族，位于p区，则其核外有5个能层，价电子数等于最外层电子数，为4个，其价层电子排布式为5s25p2，故C错误； D.SiH4中H元素显﹣1价，而CH4中H元素显+1价，SiH4的还原性大于CH4的，故D错误； 故选：A。 题型11 同一主族内元素性质递变规律的探究实验 解｜题｜知｜识 1、同一主族从上往下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 2、同一主族从上往下，核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 3、同一主族从上往下，元素的失去电子逐渐增强，得到电子逐渐减弱。 【典例1】钠离子电池被认为在基于电网的储能系统中最具发展前景，双金属硫化物Sb2S3@FeS2空心纳米棒将有助于提高钠离子电池性能。回答下列问题： （1） Sb位于第五周期，与N同主族，基态Sb的价电子排布图（轨道表达式）为　　 ，[H2F]+[SbF6]﹣（氟锑酸）是一种超强酸，[H2F]+的空间构型为 　　 ，与[H2F]+具有相同空间构型和键合形式的阴离子为 　 。 （2）Si、P与S是同周期中相邻的元素，Si、P、S的第一电离能由大到小的顺序是 　 　 。 （3）与S同主族的元素有O、Se、Te等，它们氢化物的沸点大小为H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S，其原因是 　 　 。 （4）已知：r（Fe2+）为61pm，r（Co2+）为65pm。在隔绝空气条件下分别加热FeCO3和CoCO3，实验测得FeCO3的分解温度低于CoCO3，原因是 　 。 （5）其离子型铁的氧化物晶胞如图所示，它由X、Y组成，则该氧化物的化学式为 　 ；已知该晶体的密度为dg⋅cm﹣3，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体的晶胞参数a＝　 pm（用含d和NA的代数式表示）。 【答案】（1）；V形；NH2﹣； （2）P＞S＞Si； （3）H2Te、H2Se、H2S均是分子晶体，相对分子质量逐渐减小，范德华力减小，所以沸点逐渐降低，而水分子间存在氢键，所以沸点最高； （4）Fe2+的半径小于Co2+，FeO的晶格能大于CoO，FeCO3比CoCO3易分解； （5）Fe3O4；10﹣10。 【解答】解：（1）位于第五周期，与N同主族，基态 Sb的价层电子排布式为5s25p3，则价电子排布图（轨道表达式）为，[H2F]+中F原子价层电子对数＝24且含有2个孤电子对，与[H2F]+具有相同空间构型和键合形式的阴离子中含有3个原子、价电子数是8，符合条件的阴离子为NH2﹣， 故答案为：；V形；NH2﹣； （2）同周期从左到右第一电离能呈增大的趋势，但第VA族大于第VIA族，第一电离能由大到小的顺序是P＞S＞Si， 故答案为：P＞S＞Si； （3）与S同主族的元素有O、Se、Te等，它们氢化物的沸点大小为H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S，其原因是H2Te、H2Se、H2S均是分子晶体，相对分子质量逐渐减小，范德华力减小，所以沸点逐渐降低，而水分子间存在氢键，所以沸点最高， 故答案为：H2Te、H2Se、H2S均是分子晶体，相对分子质量逐渐减小，范德华力减小，所以沸点逐渐降低，而水分子间存在氢键，所以沸点最高； （4）金属氧化物中，金属阳离子半径越小，晶格能越大，氧化物越稳定，碳酸盐越易分解，Fe2+的半径小于Co2+，FeO的晶格能大于CoO，则FeO比CoO稳定，所以FeCO3比CoCO3易分解，则FeCO3的分解温度低于CoCO3， 故答案为：Fe2+的半径小于Co2+，FeO的晶格能大于CoO，FeCO3比CoCO3易分解； （5）该晶胞中含有4个X结构、4个Y结构，晶胞中Fe2+个数＝864＝8，O2﹣个数＝4×4+4×4＝32、Fe3+个数＝4×4＝16，所以Fe2+、O2﹣、Fe3+个数之比＝8：32：16＝1：4：2，其化学式为Fe3O4；晶胞密度ρ，则该晶体的晶胞参数acm10﹣10pm， 故答案为：Fe3O4；10﹣10。 【变式1】为验证同主族元素性质的递变规律。某小组用如图所示的装置进行实验（夹持仪器已略去.装置气密性已检验）。 实验过程： I.打开弹簧夹，打开活塞a，滴加浓盐酸。 Ⅱ.当装置B和装置C中的溶液都变为黄色时，夹紧弹簧夹。 Ⅲ.当装置B中溶液由黄色变为棕红色时，关闭活塞a。 Ⅳ... 已知淀粉遇碘显蓝色。回答下列问题： （1）碘在元素周期表中的位置为 　 　 。 （2）该实验利用KMnO4与浓盐酸反应制取Cl2。写出用MnO2代替KMnO4制取Cl2的化学方程式：　 　 ，装置A中湿润的淀粉KI试纸变蓝说明 　 　 。 （3）装置B的溶液中NaBr完全被氧化，则消耗Cl2的质量为 　 　 。 （4）为验证溴元素的非金属性强于碘元素的，过程Ⅳ的操作和现象是 　 　 。 【答案】（1）第五周期第ⅦA族； （2）MnO2+4HCl（浓） MnCl2+Cl2↑+2H2O；氯气的氧化性强于碘单质的氧化性； （3）0.355g； （4）打开活塞b，将装置C中的少量溶液滴入装置D中，关闭活塞b，取下装置D振荡，静置后CCl4层变为紫红色。 【解答】解：（1）Ⅰ是卤族元素，在元素周期表中位于第五周期第ⅦA族， 故答案为：第五周期第ⅦA族； （2）MnO2与浓盐酸反应制取Cl2，化学方程式：MnO2+4HCl（浓） MnCl2+Cl2↑+2H2O；淀粉遇到I2变蓝，装置A中湿润的淀粉KI试纸变蓝，说明Cl2的氧化性大于I2，即氯元素的非金属性强于碘元素， 故答案为：MnO2+4HCl（浓） MnCl2+Cl2↑+2H2O；氯气的氧化性强于碘单质的氧化性； （3）装置B中发生反应为：Cl2+2NaBr＝Br2+2NaCl，10mL1mol/L的NaBr溶液中n（NaBr）＝1mol/L×0.01L＝0.01mol，消耗氯气的物质的量为：n（Cl2）n（NaBr）＝0.005mol，m（Cl2）＝0.005mol×71g/mol＝0.355g， 故答案为：0.355g； （4）为验证溴的氧化性强于碘，应将C中生成的溴加入到盛有KI溶液的D中，若发生置换反应，则静至后CCl4层溶液变为紫红色，故操作应为：打开活塞b，将装置C中的少量溶液滴入装置D中，关闭活塞b，取下装置D振荡，静置后CCl4层变为紫红色， 故答案为：打开活塞b，将装置C中的少量溶液滴入装置D中，关闭活塞b，取下装置D振荡，静置后CCl4层变为紫红色。 题型12 金属性强弱对元素性质的影响 解｜题｜知｜识 金属性指的是金属元素的物理和化学性质，金属性强弱会影响元素的物理和化学性质，从而影响物质的组成和形成反应。 （1）在自然界的存在形态：金属性较强的元素主要以化合态形式存在，金属性较弱的金属主要以游离态形式存在。 （2）金属性强，单质与水或非氧化性酸反应越剧烈。 （3）金属性越强，单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱。 （4）金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。 【典例1】铬（Cr）是一种重要的金属，其金属性介于锌和铁之间。根据元素周期律的知识，下列关于铬及其化合物的说法错误的是（　　） A．铬与冷水能发生剧烈反应 B．Cr（OH）3的碱性比NaOH的弱 C．高温条件下，Cr2O3能与Al反应置换出Cr D．铬能与稀盐酸发生反应 【答案】A 【解答】解：A.Zn和Fe均不能与冷水发生剧烈反应，Cr的金属性在Zn和Fe之间，由此可知Cr也不能，故A错误； B.Zn（OH）2碱性比NaOH弱，而Cr（OH）3的碱性比Zn（OH）2弱，则Cr（OH）3的碱性比NaOH的弱，故B正确； C.Al的金属性比Zn强，因此也比Cr强，高温条件下，Cr2O3能与Al反应置换出Cr，故C正确； D.Fe能与稀盐酸反应，Cr金属性比Fe强，也能与稀盐酸反应，故D正确； 故选：A。 【变式1】下列说法正确的是（　　） A．氟元素为非金属性最强的元素，氟无正价 B．第ⅠA、ⅡA族元素都具有较强的金属性 C．非金属性：F＞Cl＞Br＞I，则酸性HF＞HCl＞HBr＞HI D．碱性：NaOH＜Mg（OH）2＜Al（OH）3 【答案】A 【解答】解：A、F元素的非金属性最强，故F只有负价无正价，故A正确； B、H元素在第IA族，是非金属元素，故第ⅠA（除H外）、ⅡA族元素都具有较强的金属性，故B错误； C、元素的非金属性越强，则最高价含氧酸的酸性越强，氢化物的酸性不一定越强，而非金属性：F＞Cl＞Br＞I，实际上是酸性HF＜HCl＜HBr＜HI，故C错误； D、元素的金属性越强，则其最高价氧化物的水化物的碱性越强，由于金属性：Na＞Mg＞Al，则碱性：NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3，故D错误。 故选：A。 【变式2】元素金属性越强，对应单质的还原性越强；元素非金属性越强，对应单质的氧化性越强。 　　 （判断对错） 【答案】×。 【解答】解：元素非金属性越强，其单质的氧化性不一定越强，与分子中键能有关，如氮元素非金属性较强，但氮气分子中键能较大，所以其单质氧化性不强，故说法错误， 故答案为：×。 【变式3】同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性。 　 　 （判断对错） 【答案】×。 【解答】解：处于金属性与非金属交界处的元素既具有一定的金属性，又具有一定非金属性，如Al等元素，故说法错误， 故答案为：×。 题型13 金属性强弱的探究实验 解｜题｜知｜识 金属性强弱的判断方法有： （1）在金属活动性顺序表中位置越靠前，金属性越强。 （2）单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 （3）单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱，金属性越强。 （4）最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 （5）若溶液中Xn++Y→X+Ym+，则Y的金属性比X强。 【典例1】某同字为探究元素周期表中元素性质的递变规律，设计了如下实验。 （1） 将形状相同镁、铝分别投入到相同体积和相同浓度的盐酸中，试预测实验结果：　 　 与盐酸反应更剧烈；从原子结构解释上述现象的原因：　 　 。 （2）向Na2S溶液中通入氯气出现黄色浑浊，可证明非金属性 　　 强于 　　 ，反应的离子方程式为 　 。 【答案】（1）镁；Mg和Al的电子层数相同，但Mg的原子半径大于Al，故镁失电子更容易，和盐酸反应更剧烈； （2）Cl；S；S2﹣+Cl2＝S↓+2Cl﹣。 【解答】解：（1）决定反应速率的主要因素是反应物本身的性质，由于Mg和Al的电子层数相同，但Mg的原子半径大于Al，故镁失电子更容易，和盐酸反应更剧烈， 故答案为：镁；Mg和Al的电子层数相同，但Mg的原子半径大于Al，故镁失电子更容易，和盐酸反应更剧烈； （2）向Na2S溶液中通入氯气出现黄色浑浊，即氯气能置换出S单质，离子方程式为S2﹣+Cl2＝S↓+2Cl﹣，可知氧化性Cl2＞S，单质的氧化性越强，则元素的非金属性越强，故Cl元素的非金属性强于S， 故答案为：Cl；S；S2﹣+Cl2＝S↓+2Cl﹣。 题型14 非金属性强弱对元素性质的影响 解｜题｜知｜识 非金属性指的是非金属元素的物理和化学性质，非金属性强弱会影响元素的物理和化学性质，从而影响物质的组成和形成反应。 （1）非金属性强，单质与氢气化合越容易，气态氢化物的稳定性越好。 （3）非金属性越强，一般单质氧化性越强或简单阴离子还原性性越弱。 （4）非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。 【典例1】根据下列装置完成系列实验（加热装置省略），下列说法不正确的是（　　） A．NaOH溶液可以吸收尾气，防污染 B．BaCl2溶液中会出现白色沉淀BaSO3 C．H2S溶液中会出现黄色沉淀，体现了SO2的氧化性 D．为验证碳、硅非金属性的强弱，A中的试剂可以是酸性KMnO4溶液 【答案】B 【解答】解：A．Cu与浓硫酸反应后，产生二氧化硫，属于酸性氧化物，NaOH溶液可以吸收尾气，防污染，故A正确； B．氯化钡与二氧化硫不反应，可能会因为氧化产生BaSO4沉淀，不可能为BaSO3，故B错误； C．H2S反应的离子方程式为2H2S+SO2═3S↓+2H2O，体现了SO2的氧化性，故C正确； D．二氧化硫与碳酸氢钠反应生成二氧化碳，酸性高锰酸钾溶液可除去二氧化硫，二氧化碳与硅酸钠反应生成硅酸，可验证碳、硅非金属性的强弱，故D正确； 故选：B。 【变式1】下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的有（　　） ①气态HCl比气态H2S稳定 ②HCl溶液的酸性比H2S溶液强 ③沸点：H2S＞HCl ④H2S的还原性比HCl强 ⑤Cl2转化为Cl﹣得电子的数目比S转化为S2﹣得电子的数目多 ⑥铁与Cl2反应生成FeCl3，铁与S反应生成FeS ⑦Cl2可以和Na2S反应生成S ⑧根据S和Cl2化合生成SCl2中元素化合价判断 ⑨HClO的氧化性比H2SO4强 A．3项 B．4项 C．5项 D．6项 【答案】B 【解答】解：①气态氢化物热稳定性越强，则元素的非金属性越强，气态HCl比气态H2S稳定，则能说明非金属性Cl＞S，故①正确； ②HCl溶液的酸性比H2S溶液强与元素的非金属性无关，故②错误； ③氢化物的沸点的高低与元素的非金属性无关，故③错误； ④元素的非金属性越强，则氢化物的还原性越弱，H2S的还原性比HCl强，则说明非金属性Cl＞S，故④正确； ⑤非金属性强弱和得电子的难易有关，和多少无关，Cl2转化为Cl﹣得电子的数目比S转化为S2﹣得电子的数目多，不能说明非金属性Cl＞S，故⑤错误； ⑥铁与Cl2反应生成FeCl3，铁与S反应生成FeS，说明氧化性Cl2＞S，而单质的氧化性越强，元素的非金属性越强，故能说明非金属性Cl＞S，故⑥正确； ⑦Cl2可以和Na2S反应生成S，在此反应中Cl2作氧化剂，S为氧化产物，说明氧化性Cl2＞S，而单质的氧化性越强，元素的非金属性越强，故能说明非金属性Cl＞S，故⑦正确； ⑧S和Cl2化合生成SCl2中Cl显﹣1价，S显+2价，说明Cl元素的电负性强于S，则非金属性Cl＞S，故⑧正确； ⑨含氧酸酸的氧化性与非金属性无关，故HClO的氧化性比H2SO4强不能说明非金属性Cl＞S，故⑨错误， 故选：B。 【变式2】下列说法正确的是（　　） ①常温下白磷可自燃而氮气须在放电时才与氧气反应，则非金属性：P＞N ②第IA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子 ③因为氧化性：HClO＞稀H2SO4，所以非金属性：Cl＞S ④离子化合物中即可以含有极性共价键又可以含有非极性共价键 ⑤C、P、S、Cl的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 ⑥从上到下，卤族元素的非金属性逐渐减弱，所以酸性HCl＞HI ⑦离子半径：K+＞Cl﹣＞S2﹣ A． ②③④⑤⑥⑦ B．④⑤ B． C．②③④⑦ D．④⑤⑥ 【答案】B 【解答】解：①不能根据单质的稳定性来判断元素的非金属性，N、P都是第VA族元素，非金属性：N＞P，故错误； ②同位素的质子数相同，第IA族元素铯的两种同位素137Cs与133Cs的质子数相同，中子数不同，故错误； ③不能根据含氧酸的氧化性强弱来判断元素非金属性强弱，酸性：HClO4＞H2SO4，所以非金属性：Cl＞S，故错误； ④离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键，如NaOH中含有离子键和共价键，属于离子化合物，故正确； ⑤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，C、P、S、Cl的非金属性逐渐增强，则最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，故正确； ⑥从上到下，卤族氢化物的酸性逐渐增强，则酸性HCl＜HI，故错误； ⑦核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：K+＜Cl﹣＜S2﹣，故错误。 故选：B。 【变式3】下列说法正确的是（　　） A．SO2能使酸性KMnO4溶液褪色，故SO2有漂白性 B．NO2与水反应生成HNO3，故NO2是酸性氧化物 C．H2SiO3的酸性弱于H2CO3，故非金属性C强于Si D．CaCO3难溶于水，故CO2能与CaCl2溶液反应 【答案】C 【解答】解：A．SO2能使酸性KMnO4溶液褪色，体现SO2还原性，与漂白性无关，故A错误； B．二氧化氮与水反应生成硝酸和一氧化氮，不是酸性氧化物，故B错误； C．最高价氧化物对应水化物酸性越强，元素非金属性越强，H2SiO3的酸性弱于H2CO3，故非金属性C强于Si，故C正确； D．盐酸的酸性强于碳酸，依据强酸制备弱酸规律可知，CO2与CaCl2溶液不反应，故D错误； 故选：C。 题型15 非金属性强弱的探究实验 解｜题｜知｜识 非金属性强弱的判断方法有： （1）与H2化合越容易或气态氢化物越稳定，非金属性越强。 （2）单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强。 （3）最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。 （4）若溶液中Xn﹣+Y→X+Ym﹣，则Y的非金属性比X强。 【典例1】某学习小组探究元素周期律，设计了如右图所示装置，以完成非金属性强弱比较的研究。下列各组实验中所选用试剂与实验目的相匹配的是（　　） 实验序号 试剂 实验目的：证明非金属性强弱 a b c ① 浓盐酸 二氧化锰 溴化钠溶液 Cl＞Br ② 浓盐酸 高锰酸钾 碘化钾溶液 Cl＞I ③ 稀盐酸 石灰石 硅酸钠溶液 C＞Si ④ 稀硫酸 纯碱 硅酸钠溶液 S＞C＞Si A．全部 B．②③④ C．①③ D．②④ 【答案】D 【解答】解：①浓盐酸和二氧化锰制取氯气需要加热，图中没有加热，所以不能制取氯气，则不能实现实验目的，故错误； ②元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，浓盐酸和高锰酸钾溶液反应生成氯气，氯气和KI反应生成碘，氯气的氧化性大于碘，则非金属性Cl＞I，故正确； ③稀盐酸和碳酸钙反应生成二氧化碳，盐酸具有挥发性，生成的二氧化碳中含有HCl，HCl能和碳酸钠反应生成硅酸，干扰二氧化碳和硅酸钠溶液的反应，无法比较C、Si的非金属性强弱，故错误； ④元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，稀硫酸和纯碱反应生成二氧化碳，二氧化碳和硅酸钠溶液反应生成硅酸，所以非金属性：S＞C＞Si，故正确； 故选：D。 【变式1】某同学为探究元素周期表中元素性质的递变规律，设计如图系列实验： Ⅰ．（1）将钠、钾、镁、铝各1mol分别投入到足量的同浓度的盐酸中，试预测实验结果：　 　 与盐酸反应最剧烈． （2）向Na2S溶液中通入氯气出现黄色浑浊，可证明Cl的非金属性比S强，反应的离子方程式为　 ． Ⅱ．利用如图装置可验证同主族元素非金属性的变化规律 （3）若要证明非金属性：Cl＞I，则A中加浓盐酸，B中加KMnO4（KMnO4与浓盐酸常温下反应生成氯气），C中加淀粉碘化钾混合溶液，观察到C　　 的现象，即可证明． （4）若要证明非金属性：N＞C＞Si，则在A中加稀硝酸、B中加碳酸钙、C中加　 溶液观察到C中溶液　 　 的现象，即可证明． （5）有同学认为用该装置做（4）的验证，装置设计有缺陷，你认为怎么改进？　 　 ． 【答案】见试题解答内容 【解答】解：Ⅰ．（1）金属活泼性顺序为：钾＞钠＞镁＞铝，所以相同条件下与盐酸反应最激烈的是钾，反应速率最慢的是铝； 故答案为：钾； （2）氯气氧化性强于硫单质，所以氯气能够与硫离子反应生成硫，反应的离子方程式为：S2﹣+Cl2═S↓+2Cl﹣， 故答案为：S2﹣+Cl2═S↓+2Cl﹣； Ⅱ．（3）KMnO4与浓盐酸常温下反应生成氯气，氯气能够将碘离子氧化成碘单质，碘单质遇到淀粉变成蓝色； 故答案为：变蓝； （4）最高价含氧酸的酸性越强，对应元素的非金属性越强，硝酸与碳酸钙反应生成二氧化碳，二氧化碳与硅酸钠溶液反应生成硅酸白色沉淀，所以C中加Na2SiO3溶液； 故答案为：Na2SiO3；有白色沉淀生成； （5）硝酸具有挥发性，干扰实验结果，需要将二氧化碳中的硝酸蒸汽除掉，根据硝酸与碳酸氢钠反应，而二氧化碳不反应，可以在B和C之间增加装有饱和NaHCO3溶液的洗气瓶， 故答案为：在两装置间添加装有饱和碳酸氢钠溶液的洗气瓶除去挥发的硝酸． 【变式2】某同学为探究元素周期表中元素性质的递变规律，设计了如下实验。利用如图装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。 （1）仪器A的名称为 　 　 ，干燥管D的作用为 　 　 。 （2）若要证明非金属性：Cl＞I，C中为淀粉碘化钾混合溶液，B中装有KMnO4固体，则A中试剂为 　　 ，观察到C中溶液 　　 （填现象），即可证明非金属性：Cl＞I。从环境保护的角度考虑，此装置缺少尾气处理装置，可用 　 　 吸收尾气。 （3）若要证明非金属性是C＞Si，则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液。观察到C中溶液 　 　 （填现象），即可证明。但有的同学认为盐酸具有挥发性，HCl可进入C中干扰实验，应在两装置间添加装有 　 溶液的洗气瓶除去HCl。 【答案】（1）分液漏斗；防止倒吸； （2）浓盐酸；变蓝；NaOH溶液； （3）有白色沉淀生成；饱和NaHCO3。 【解答】解：（1）图中A为分液漏斗，D为球形干燥管，可防止C中液体进入锥形瓶中，即有防倒吸作用， 故答案为：分液漏斗；防止倒吸； （2）浓盐酸和KMnO4反应生成Cl2，将产生的Cl2通入盛有淀粉碘化钾混合溶液的C试管中，发生反应生成I2，I2使淀粉溶液变为蓝色，所以当看到C试管中溶液变为蓝色，即可证明物质的氧化性：Cl2＞I2，从而说明元素的非金属性：Cl＞I；Cl2有毒，逸出会导致大气污染，且Cl2能与强碱溶液发生反应，所以可用NaOH溶液进行尾气处理， 故答案为：浓盐酸；变蓝；NaOH溶液； （3）碳酸比硅酸强，二氧化碳可与硅酸钠溶液反应生成硅酸沉淀，所以观察到C中溶液中有白色沉淀生成时，证明非金属性是C＞Si；浓盐酸具有挥发性，从B中挥发出的HCl气体也能和硅酸钠溶液反应生成硅酸沉淀，干扰实验结果，需要将二氧化碳气体中的氯化氢气体除掉，HCl气体与碳酸氢钠反应，而二氧化碳不反应，则排除干扰实验时应在装置B和C之间增加装有饱和NaHCO3溶液的洗气瓶， 故答案为：有白色沉淀生成；饱和NaHCO3。 题型16 位置结构性质的相互关系应用 解｜题｜知｜识 （1）“位、构、性”之间的关系： （2）“位、构、性”关系的应用： 1）元素原子的核外电子排布，决定元素在周期表中的位置，也决定了元素的性质； 2）元素在周期表中的位置，以及元素的性质，可以反映原子的核外电子排布； 3）根据元素周期律中元素的性质递变规律，可以从元素的性质推断元素的位置； 4）根据元素在周期表中的位置，根据元素周期律，可以推测元素的性质． 【典例1】短周期主族元素X、Y、Z、W、Q在周期表中的位置如表所示，其中X、W最低负化合价之和为﹣4。下列说法错误的是（　　） Q Y Z X W A．单核离子半径：Y＜Z B．第一电离能：Q＞Y C．基态X原子有3个未成对电子 D．简单氢化物的稳定性：Z＞W 【答案】A 【解答】解：A．电子层数相同时，原子序数越大，离子半径越小。O和F的原子序数分别是8和9，则O2﹣的离子半径大于F﹣，故A错误； B．N原子价层电子排布式为2s22p3，O原子价层电子排布式为2s22p4。N的2p能级处于半充满状态，比O更稳定，因此N的第一电离能大于O，故B正确； C．基态P原子价层电子排布式为3s23p3，3p能级的三条轨道会被P原子的3p能级电子分占。因此基态P原子有三个未成对电子，故C正确； D．元素的非金属性越强，简单氢化物越稳定。Z和W的氢化物分别是HF和HCl，F的非金属性更强，则HF比HCl更稳定，故D正确； 故选：A。 【变式1】元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T的单质常用作自来水消毒剂。则下列判断正确的是（　　） A．氧化物的水化物的酸性：T＞Q B．简单氢化物稳定性：R＜T＜Q C．R与Q的电子数相差26 D．R的最高正价和最低负价代数和为6 【答案】C 【解答】解：A．已知元素的最高价氧化物对应水化物的酸性与其非金属性一致，但氧化物的水化物的酸性不一定，结合分析可知，T为Cl、Q为Br，有HClO4的酸性比HBrO4强，但HBrO4的酸性强于HClO，故A错误； B．元素简单气态氢化物的稳定性与非金属性一致，R为F、T为Cl、Q为Br，非金属性F＞Cl＞Br，则简单氢化物稳定性HF＞HCl＞HBr即R＞T＞Q，故B错误； C．由分析可知，R为9号元素F、Q为35号元素Br，故R与Q的电子数相差26，故C正确； D．由分析可知，R为F，F没有正价、最低负价为﹣1，故D错误； 故选：C。 【变式2】下表为元素周期表的一部分，其中X、Y、Z、W为短周期元素，Y是地壳中含量位于第二位的元素，下列说法不正确的是（　　） X Y Z W T A．WX2既有还原性又有氧化性 B．T元素位于第ⅣA族 C．Z2X5可用来干燥NH3 D．铁可和X的单质反应 【答案】C 【解答】解：A．WX2即SO2，硫元素的化合价为+4价，处于中间价态，既有还原性又有氧化性，故A正确； B．T为Ge，位于ⅣA族，故B正确； C．Z2X5为P2O5，P2O5属于酸性氧化物，能和NH3反应，不能用于干燥NH3，故C错误； D．X的单质为O2，Fe在潮湿空气中与O2反应生成氧化物，故D正确； 故选：C。 【变式3】甲、乙、丙、丁是原子序数依次增大的短周期主族元素，甲、丙在周期表中的相对位置如表。甲元素负化合价的绝对值与其原子价电子数相等，乙是地壳中含量最多的元素。下列说法错误的是（　　） A．原子半径由大到小：丙＞丁＞甲＞乙 B．四种元素中电负性最大的是乙 C．丙形成的简单氢化物的沸点是同族中最低的 D．含有丁的简单离子的盐溶液均不会影响水的电离平衡 【答案】D 【解答】解：由分析可知，甲为C元素、乙为O元素、丙为S元素、丁为Cl元素； A．同周期主族元素自左而右原子半径减小，一般电子层越多原子半径越大，则原子半径：丙（S）＞丁（Cl）＞甲（C）＞乙（O），故A正确； B．元素的非金属性越强，其电负性越大，四种元素中O元素电负性最大，故B正确； C．丙形成的简单氢化物为H2S，H2O分子之间存在氢键，其沸点比H2S高，其它氢化物的相对分子质量比H2S大，分子间作用力比H2S的大，沸点均比H2S高，所以沸点是同族中最低的，故C正确； D．次氯酸盐溶液中ClO﹣会发生水解，促进水的电离，故D错误； 故选：D。 题型17 原子结构与元素周期律的关系 解｜题｜知｜识 （1）“位、构、性”之间的关系： （2）“位、构、性”关系的应用： 1）元素原子的核外电子排布，决定元素在周期表中的位置，也决定了元素的性质； 2）元素在周期表中的位置，以及元素的性质，可以反映原子的核外电子排布； 3）根据元素周期律中元素的性质递变规律，可以从元素的性质推断元素的位置； 4）根据元素在周期表中的位置，根据元素周期律，可以推测元素的性质． 【典例1】化合物Z2（WY4）3•18X2Y可在水处理中做絮凝剂。X、Y、Z、W为短周期元素且原子序数依次增加，Y的质子数是W的原子序数的一半。该化合物的热重分析曲线如左图所示。 向1mol Z2（WY4）3溶液中滴入Ba（OH）2溶液的沉淀量图像如右图。则下列叙述正确的是（　　） A．X、Y、Z、W的单质常温下均为固体 B．Z、W的简单离子半径的大小顺序为Z3+＞W2﹣ C．200K热分解将失去18个X2Y D．1100K热分解后生成固体化合物Z2Y3，且工业上通过电解熔融的Z2Y3制备单质Z 【答案】D 【解答】解：A．由分析可知，X、Y、Z、W分别为H、O、Al、S，其中X，Y的单质常温下为气体，Z、W的单质常温下为固体，故A错误； B．由分析可知，Z为Al，W为S，因为S2﹣核外有3个电子层，而Al3+核外只有2个电子层，故Z、W的简单离子半径的大小顺序为S2﹣＞Al3+，即W2﹣＞Z3+，故B错误： C．由分析可知，Z2（WY4）3•18X2Y即Al2（SO4）3•H2O，由图可知200℃热分解失重40.54%，15，即只失去15个X2Y即H2O，故C错误； D．1100℃热分解后失重84.68%，故生成固体化合物的相对分子质量为：666×（1﹣84.68%）＝102，则恰好为Al2O3的相对分子质量即Z2Y3，且工业上通过电解焰融的Z2Y3即Al2O3制备单质Z即Al，故D正确； 故选：D。 【变式1】某有机离子液体结构如图所示，元素X、Y、Z、R为原子序数依次增大的短周期主族元素，基态Z原子的p能级电子总数比s能级电子总数多1，R与Z同主族。下列说法错误的是（　　） A．分子极性：YZ3＜XZ3 B．同周期第一电离能大于Y的元素有2种 C．简单离子半径：R＞Y＞Z D．该离子液体中存在离子键、极性键和非极性键 【答案】A 【解答】解：A．YZ3为NF3，XZ3为BF3；BF3是平面三角形结构，键角120°，分子对称，是非极性分子；NF3是三角锥形结构，分子不对称，是极性分子；因此分子极性：NF3＞BF3，即YZ3＞XZ3，故A错误； B．Y为N，位于第二周期，同周期主族元素第一电离能从左到右呈增大趋势，但ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA，稀有气体第一电离能最大，第二周期主族元素第一电离能顺序为：Ne＞F＞N＞O＞C＞Be＞B＞Li，第一电离能大于N的主族元素有Ne和F，共2种，故B正确； C．R、Y、Z的简单离子半径分别为：Cl﹣、N3﹣、F﹣；电子层结构相同时，核电荷数越大半径越小，N3﹣＞F﹣，简单离子半径：电子层数越多半径越大，Cl﹣有3个电子层，N3﹣、F﹣均为2个电子层；故半径Cl﹣＞N3﹣＞F﹣，即R＞Y＞Z，故C正确； D．该离子液体由阳离子和阴离子构成，存在离子键；阳离子中C—C为非极性键，N—C为极性键；阴离子中B—F、B—Cl为极性键，故D正确； 故选：A。 【变式2】化合物R是一种除草剂，R由X、Y、Z、W、Q五种主族元素组成，R的结构如图所示，X、Y、Z、W、Q分别位于三个短周期且Y、Z、W属于同周期。下列说法错误的是（　　） A．原子半径：W＜Y＜Q B．X、Y、Z、W四种元素形成的化合物一定属于离子化合物 C．X与Z形成的化合物的沸点不一定比X与W形成的化合物的沸点低 D．Y、Z、W在自然界均有游离态形式存在 【答案】B 【解答】解：A．主族元素同周期从左到右原子半径减小，同族元素从上到下原子半径增大，则原子半径：O＜N＜P，故A正确； B．H、N、C、O形成的化合物CH3NO2属于共价化合物，故B错误； C．C与H形成的化合物有多种烃，其沸点不一定比H与O形成的化合物沸点低，故C正确； D．Y、Z、W在自然界均存在游离态，分别为氮气、金刚石、氧气，故D正确； 故选：B。 【变式3】某营养强化剂由原子序数依次增大的前四周期元素X、Y、Z、W、M组成（结构如图所示），其中，基态W原子的s轨道与p轨道上的电子总数相等，基态M原子有4个未成对电子。下列说法正确的是（　　） A．电负性：X＜Y B．碱性：ZX3＞Z（YX3）3 C．氢化物沸点：Y＜Z D．该化合物不能与酸反应 【答案】A 【解答】解：基态W原子的s轨道与p轨道上的电子总数相等，电子排布为1s22s22p4或1s22s22p63s2，即O或Mg，结合化合物的结构，W为O；X、Y、Z的原子序数小于W，结合化合物的结构，X为H，Y为C，Z为N；基态M原子有4个未成对电子，电子排布式为[Ar]3d64s2，M为Fe； A．X为H，Y为C，甲烷中碳元素表现负化合价，则电负性：H＜C，故A正确； B．甲基为推电子基，使得N（CH3）3中N原子上的电子云密度变大，更容易结合H+，其碱性更强，所以碱性NH3＜N（CH3）3，故B错误； C．Y为C，Z为N，碳的氢化物为烃，种类繁杂，有的烃的沸点高于氮的氢化物，故C错误； D．该化合物含—NH2和—COO﹣，二者均可与酸反应，故D错误； 故选：A。 题型18 元素周期律和元素周期表的综合应用 解｜题｜知｜识 一、原子结构 1、核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系：核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数 注意： （1）阴离子：核外电子数＝质子数+所带的电荷数；阳离子：核外电子数＝质子数﹣所带的电荷数 （2）“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl﹣的核电荷数为17，电荷数为1。 2、质量数：用符号A表示。将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数。 说明： （1）质量数（A）、质子数（Z）、中子数（N）的关系：A＝Z+N。 （2）符号X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数（质子数）为Z的一个原子。例如，Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12。 3、原子核外电子运动的特征 （1）当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹。在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少。 （2）描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图象，叫做电子云。电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率。电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少。 （3）在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小。 4、原子核外电子的排布规律 （1）在多电子原子里，电子是分层排布的。 电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7 表示符号 K L M N O P Q 离核远近能量高低 n值越大，电子离原子核越远，电子具有的能量越高 （2）能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中。因此，电子在排布时的次序为：K→L→M… （3）各电子层容纳电子数规律： ①每个电子层最多容纳2n2个电子（n＝1、2…）； ②最外层容纳的电子数≤8个（K层为最外层时≤2个），次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个。例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子。 （4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子）的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”。但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的。 二、元素周期律 1、原子序数：按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数。 原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数 2、元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律： 对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增： （1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性变化。 （2）元素原子半径从大至小而呈现周期性变化（注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的）。 （3）元素的化合价正价从+1价递增至+5价（或+7价），负价从﹣4价递增至﹣1价再至0价而呈周期性变化。 3、元素金属性、非金属性强弱的判断依据： （1）元素金属性强弱的判断依据： ①金属单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易程度。金属单质跟水（或酸）反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱； ②最高价氧化物对应的水化物﹣﹣氢氧化物的碱性强弱。氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱； ③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱。（金属的相互置换）； （2）元素非金属性强弱的判断依据： ①非金属单质跟氢气化合的难易程度（或生成的氢化物的稳定性），非金属单质跟氢气化合越容易（或生成的氢化物越稳定），元素的非金属性越强，反之越弱； ②最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱。最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱； ③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱。（非金属相互置换） 4、原子序数为11﹣17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律： Na Mg Al Si P S Cl 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 单质与水（或酸） 的反应情况 与冷水剧烈反应 与冷水反应缓慢，与沸水剧烈反应 与沸水反应很缓慢，与冷水不反应， 部分溶于水，部分与水反应 非金属单质与氢气化合情况 反应 条件 高温 磷蒸汽与氢气能反应 加热 光照或点燃 氢化物稳定性 SiH4 极不 稳定 PH3 高温 分解 H2S 受热 分解 HCl 很稳定 最高价氧化物 对应水化物 的碱（酸）性强弱 NaOH 强碱 Mg（OH）2 中强碱 Al（OH）3 或H3AlO3两性氢氧化物 H4SiO4 极弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 强酸 金属性、非金属性 递变规律 金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强 5、元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。 三、元素周期表 1、元素周期表：把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表。 2、周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期。 （1）元素周期表中共有7个周期，其分类如下： 短周期（3个）：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素 周期（7个）长周期（3个）：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素 不完全周期：第七周期，共26种元素（1999年又发现了114、116、118号三种元素） （2）某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数。 （3）第六周期中的57号元素镧（La）到71号元素镥（Lu）共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。 （4）第七周期中的89号元素锕（Ac）到103号元素铹（Lr）共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素。在锕系元素中，92号元素铀（U）以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素。 3、族：在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族。 （1）周期表中共有18个纵行、16个族。分类如下： ①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族。用符号“A”表示。主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族（分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行）。 ②只含有长周期元素的族，叫做副族。用符号“B”表示。副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族（分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行）。 ③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族。 ④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族（位于周期表中从左往右的第18纵行）。 （2）在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素。因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属。 （3）某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数 【典例1】下列说法正确的是（　　） A．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强 B．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小 C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 D．ⅥA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高 【答案】D 【解答】解：A．应为同周期ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强，不是同周期则不一定，如金属性Ca＞Na，故A错误； B．第三周期中阳离子比阴离子少一个电子层，电子层越多离子半径越大，阴离子半径大于阳离子半径，阳离子电子层结构相同，阴离子电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，阳离子半径自左而右减小，阴离子半径自左而右减小，故B错误； C．应是同周期非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性酸性从左到右依次增强，不是最高价不一定，弱硫酸为强酸，而HClO为弱酸，故C错误； D．ⅥA族中O元素非金属性最强，氢化物最稳定，水分子之间存在氢键，沸点最高，故D正确， 故选：D。 【变式1】如图是“金字塔”式元素周期表的一部分，图上标有几种元素的位置。下列说法正确的是（　　） A．g元素在周期表中的位置为第四周期第Ⅶ族 B．d、e、f的简单离子半径最小的是e+ C．f、h两元素的氧化物对应水化物的酸性f＜h D．b、w、d简单氢化物的稳定性由强到弱的顺序b＞w＞d 【答案】B 【解答】解：A．g为Br，在周期表中的位置为第四周期第ⅦA族，故A错误； B．电子层越多，离子半径越大，电子层相同，质子数越多，离子半径越小，d为F，e为Na，f为S，故离子半径最小的是e+，故B正确； C．同主族从上往下非金属性减弱，同周期从左往右非金属性增强，故非金属性：S＜Cl，最高价氧化物的水化物的酸性：H2SO4＜HClO4，题中未说明是最高价氧化物，故C错误； D．同周期从左往右非金属性增强，简单氢化物的稳定性增强，b为C，w为N，d为F，故非金属性：C＜N＜F，简单氢化物的稳定性：d＞w＞b，故D错误； 故选：B。 【变式2】应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不熟悉的一些元素的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在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱 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．①②③④ C．①③ D．②④⑤ 【答案】A 【解答】解：①N元素为第二周期非金属元素，其气态氢化物溶于水显碱性，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，AgAt具有AgCl的相似的性质，不溶于水也不溶于稀硝酸，故②正确； ③Li燃烧只能生成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，则硫酸锶是难溶于水的白色固体，故④正确； ⑤非金属性：S＞Se，则氢化物稳定性为：H2S＞H2Se，故⑤错误； 故选：A。 【变式3】应用元素周期律分析下列推断，正确的组合是（　　） ①碱金属单质的熔点随原子序数的增大而降低 ②砹（At）是第ⅦA族元素，其氢化物的稳定性强于HCl ③第3周期金属元素的最高价氧化物对应的水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱 ④磷与砷（As）位于同主族，砷元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性强于磷酸 A．①③ B．①④ C．②③ D．②④ 【答案】A 【解答】解：①碱金属的原子序数越大，金属键的作用力越小，则碱金属单质的熔点随原子序数的增大而降低，故正确； ②非金属性越强，对应氢化物越稳定，则砹（At）是ⅦA族元素，其氢化物的稳定性小于HCl，故错误； ③同周期从左向右金属性减弱，对应最高价氧化物的水化物的碱性降低，则第3周期金属元素的最高价氧化物对应水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱，故正确； ④磷与砷（As）位于同主族，同主族元素从上到下非金属性减弱，非金属性P比As强，则As的最高价氧化物对应水化物的酸性比H3PO4弱，故错误； 故选：A。 过 关 验 收 1．下列比较结果，错误的是（　　） A．沸点：＞CH3CH2CH2CH3 B．热稳定性：NH3＞PH3 C．离子半径：Mg2+＞Al3+ D．电负性：C＞Si 【答案】A 【解答】解：A．烷烃沸点，同分异构体中，支链越多，分子间范德华力越弱，沸点越低，2﹣甲基丙烷与正丁烷的分子式均为C4H10，是同分异构体，2﹣甲基丙烷有1个支链，正丁烷无支链，因此实际沸点＜CH3CH2CH2CH3，故A错误； B．N和P同主族，从上到下非金属性逐渐减弱，非金属性越强，对应简单氢化物热稳定性越强，非金属性N＞P，因此热稳定性NH3＞PH3，故B正确； C．Mg2+和Al3+电子层结构相同，均为10电子，电子层结构相同时，核电荷数越大，对核外电子的吸引力越强，离子半径越小，核电荷数Al3+大于Mg2+，所以离子半径Mg2+＞Al3+，故C正确； D．C和Si同主族，从上到下元素电负性逐渐减小，因此电负性C＞Si，故D正确； 故选：A。 2．下列关于同主族元素C、Si及其化合物的性质比较和原因分析正确的是（　　） 选项 性质比较 原因分析 A 熔点：CO2＜SiO2 摩尔质量：CO2＜SiO2 B 电负性：C＜Si 原子半径：C＜Si C 热稳定性：CH4＞SiH4 键能：C—H＞Si—H D 溶解性：H2CO3＞H2SiO3 与H2O作用力：H2CO3＞H2SiO3 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【解答】解：A．SiO2是共价晶体，原子间通过强大的共价键形成三维网络结构，熔点非常高，CO2是分子晶体，分子间通过范德华力结合，熔点很低，熔点差异与摩尔质量无关，故A错误； B．同主族元素从上到下电负性减小，C的电负性大于Si，故B错误； C．C的原子半径小于Si，所以C—H键的键长比Si—H键短，键能更大，因此热稳定性：CH4＞SiH4，故C正确； D．溶解性：H2CO3＞H2SiO3，硅酸（H2SiO3）不溶主要是由于其易聚合形成不溶性固体，而非与H2O作用力弱于碳酸，故D错误； 故选：C。 3．应用元素周期律判断，下列说法不正确的是（　　） A．电负性：Cl＞S＞P B．半径比较：H﹣＜Li+ C．碱性：Mg（OH）2＞Be（OH）2 D．化合物中离子键百分数：NaCl＞NaI 【答案】B 【解答】解：A．非金属性Cl＞S＞P，电负性Cl＞S＞P，故A正确； B．H﹣和Li+电子层数相同，则离子半径H﹣＞Li+，故B错误； C．金属性Mg＞Be，最高价氧化物对应水化物的碱性：Mg（OH）2＞Be（OH）2，故C正确； D．化合物中离子键百分数与成键双方的电负性差值有关，Cl与钠的电负性差值更大，则化合物中离子键百分数NaCl＞NaI，故D正确； 故选：B。 4．某研究性学习小组为了证明铁的金属性比铜强，他们设计了如下几种方案，其中合理的是（　　） A．铁片置于硫酸铜溶液中置换出铜 B．铁、铜与氯气反应分别生成FeCl3、CuCl2 C．铜片置于FeCl3溶液中，铜片逐渐溶解 D．铁片、铜片分别置于盛有稀硫酸的烧杯中，铁片上有气泡产生，而铜片无气泡 【答案】AD 【解答】解：A．活泼性强的置换活泼性弱的，铁片置于硫酸铜溶液中有铜析出，说明铁的金属活动性比铜强，故A正确； B．铁、铜和氯气反应分别生成FeCl3和CuCl2，不能比较铁、铜的活泼性，故B错误； C．铜片置于FeCl3溶液中铜片逐渐溶解，说明三价铁离子氧化性大于二价铜离子，不能比较铁、铜的活泼性，故C错误； D．铁片、铜片分别置于盛有稀硫酸的烧杯中，铁片上有气泡产生，而铜片无气泡，说明铁的活泼性大于Cu，则Fe的金属性大于Cu，故D正确； 故选：AD。 5.下列说法中正确的是（　　） A．Ba（OH）2•8H2O与NH4Cl晶体的反应是吸热反应 B．化学反应中能量变化的大小与反应物的质量多少无关 C．含有共价键的化合物一定是共价化合物 D．非金属性最强的元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性最强 【答案】A 【解答】解：A．该反应的反应物总能量小于生成物总能量，为吸热反应，故A正确； B．能量变化的大小由反应物总能量与生成物总能量的相对大小决定，则化学反应中能量变化的大小与反应物的质量多少有关，故B错误； C．只含共价键的化合物是共价化合物，含有共价键的化合物可能是离子化合物，如NaOH等，故C错误； D．非金属性最强的元素为F元素，F元素没有正化合价，所以没有最高价氧化物的水合物，故D错误； 故选：A。 6．XY4M（ZQ4）2•12Y2Q是一种高效的无机絮凝剂。Y、X、Q、Z分别为原子序数依次增大的短周期主族元素；元素X在所处周期中未成对电子数最多；元素Y的原子半径在元素周期表中最小；元素Q的最外层电子数是其内层电子数的3倍；Q与Z同族；元素M是人体必需的微量元素，参与血红蛋白的合成、运输O2。下列说法正确的是（　　） A．Y2Q的键角大于Y2Z的键角 B．中含有的化学键为离子键、共价键、配位键 C．M3+的核外电子排布式为3d5 D．Y2Q2分子是非极性分子 【答案】A 【解答】解：A．Y2Q是H2O，Y2Z是H2S，O的电负性大于S的电负性，H2O中成键电子对更靠近中心原子，排斥力更强，故H2O的键角大于H2S的键角，故A正确； B．含共价键和配位键，没有离子键，故B错误； C．Fe3+电子排布式为[Ar]3d5，故C错误； D．H2O2分子是展开书页型结构，分子中正负电荷中心不重合，属于极性分子，故D错误； 故选：A。 7．同一短周期元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，可形成离子化合物。其中X、Y、Z相邻，W原子核外电子数与基态X原子价电子数相等，Z2是氧化性最强的单质。下列说法正确的是（　　） A．分子极性：WZ3＜XZ3 B．第一电离能：X＜Y＜Z C．简单氢化物还原性：W＜X＜Y D．含有离域π键 【答案】A 【解答】解：根据分析可知，W为B元素，X为N元素，Y为O元素，Z为F元素； A．WZ3、XZ3分别为BF3、NF3，BF3分子的中心原子B杂化轨道数＝33，无未成键电子对，其构型为平面三角形，属于非极性分子；NF3的中心原子N的杂化轨道数＝34，含有1对未成键电子对，其构型为三角锥形，属于极性分子，则分子极性：BF3＜NF3，故A正确； B．主族元素同周期从左向右第一电离能呈增大趋势，N的第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能：O＜N＜F，故B错误； C．非金属性越强，简单氢化物的还原性越弱，非金属性：B＜N＜O，则简单氢化物还原性：BH3＞NH3＞H2O，故C错误； D．（WZ4）﹣为（BF4）﹣，（BF4）﹣的中心原子B杂化轨道数＝44，杂化方式为sp3，无未成键电子对，则（BF4）﹣离子中没有离域π键，故D错误； 故选：A。 8.已知Cl、Se、Br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：Se＞Br＞Cl B．还原性：Br﹣＞Se2﹣＞Cl﹣ C．酸性：HClO4＞HBrO4＞H2SeO4 D．Se的原子序数为34，价层电子排布式是4s24p4 【答案】B 【解答】解：A．同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，故原子半径：Se＞Br＞Cl，故A正确； B．元素的非金属性越强，阴离子还原性越弱，同周期自左而右非金属性增强，同主族自上而下非金属性减弱，非金属性：Se＜Br＜Cl，故还原性：Se2﹣＞Br﹣＞Cl﹣，故B错误； C．元素的非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强，非金属性：Se＜Br＜Cl，故酸性：HClO4＞HBrO4＞H2SeO4，故C正确； D．原子序数为34，核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p4，其价层电子排布式为：4s24p4，故D正确， 故选：B。 学科网（北京）股份有限公司 $ 第四章 第二节 元素周期律 内 容 导 航 题型1 同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系 题型2 元素化合价的递变规律及其应用 题型3 原子结构与元素的性质 题型4 微粒半径大小的比较 题型5 金属性强弱的比较 题型6 非金属性强弱的比较 题型7 元素周期律的实质 题型8 元素周期律的作用 题型9 同一周期内元素性质的递变规律的探究实验 题型10 同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系 题型11 同一主族内元素性质递变规律的探究实验 题型12 金属性强弱对元素性质的影响 题型13 金属性强弱的探究实验 题型14 非金属性强弱对元素性质的影响 题型15 非金属性强弱的探究实验 题型16 位置结构性质的相互关系应用 题型17 原子结构与元素周期律的关系 题型18 元素周期律和元素周期表的综合应用 考 点 演 练 题型1 同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系 解｜题｜知｜识 同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系： 元素性质 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 最外层电子数 逐渐增多（1e﹣→8e﹣） 相同 原子半径 逐渐减小（稀有气体最大） 逐渐增大 主要化合价 最高正价：+1→+7 最低负价﹣4→﹣1； 最低负价＝主族序数﹣8 最高正价相同 最低负价相同（除F、O外） 最高正价＝主族序数 第一电离能 呈增大的趋势 呈减小趋势 电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 得失电子能力 失电子能力减弱；得电子能力增强。 失电子能力增强；得电子能力减弱。 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强。 金属性逐渐增强； 非金属性逐渐减弱。 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱； 酸性逐渐增强。 碱性逐渐增强； 酸性逐渐减弱。 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 【典例1】已知33As、35Br位于同一周期，下列关系正确的是（　　） A．原子半径：As＞Cl＞P B．还原性：AsH3＞H2S＞HCl C．热稳定性：HCl＞AsH3＞HBr D．酸性：H3AsO4＞H2SO4＞H3PO4 【变式1】在解释下列物质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与化学键的强弱无关的是（　　） A．钠、镁、铝的熔点和沸点逐渐升高，硬度逐渐增大 B．金刚石的硬度大于晶体硅的硬度，其熔点也高于晶体硅的熔点 C．KF、KCl、KBr、KI的熔点依次降低 D．CF4、SiF4、GeF4、SnF4的熔点和沸点逐渐升高 题型2 元素化合价的递变规律及其应用 解｜题｜知｜识 （1）化合价原则：在化合物里，元素正负化合价的代数和为零。 （2）在化合物里，氢通常显+1价，氧通常显﹣2价。 （3）金属元素通常显正价，非金属元素通常显负价（但在非金属氧化物里，氧显负价，另一非金属元素显正价）。 （4）单质分子里，元素的化合价为零。 （5）许多元素具有可变化合价。例如：Fe有+2、+3价；Cl有﹣1、+1、+3、+5、+7价。 （6）原子团的化合价由构成元素原子的正负化合价的代数和算出。 【典例1】下列有关元素周期律的比较或说法正确的是（　　） A．同主族元素的最高化合价都相等 B．含氧酸的酸性：H3PO4＞H2SO4 C．元素非金属性：F＞O＞S D．元素非金属性越强，其氢化物的稳定性越强 题型3 原子结构与元素的性质 解｜题｜知｜识 （1）“位、构、性”之间的关系： （2）“位、构、性”关系的应用： 1）元素原子的核外电子排布，决定元素在周期表中的位置，也决定了元素的性质； 2）元素在周期表中的位置，以及元素的性质，可以反映原子的核外电子排布； 3）根据元素周期律中元素的性质递变规律，可以从元素的性质推断元素的位置； 4）根据元素在周期表中的位置，根据元素周期律，可以推测元素的性质． 【典例1】结构决定性质。如表性质不能由结构推出的是（　　） 结构 性质 A 晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列 用红热的铁针刺中凝固在水晶表面的石蜡中间，石蜡熔化出一个不规则椭圆 B 基态价电子排布：Fe3+为3d5，Fe2+为3d6 Fe3+具有较强的氧化性，易被还原为Fe2+ C Na原子半径大，最外层仅1个电子 Na单质具有较强还原性 D CO是极性分子，N2是非极性分子 CO沸点略高于N2 A．A B．B C．C D．D 【变式1】短周期元素A、B、C、D的原子序数依次增大，A原子在元素周期表中原子半径最小，B原子最外层电子数是电子层数的3倍，D与B属于同一主族，CA2是一种储氢材料．下列叙述正确的是（　　） A．元素B的单质与化合物A2D反应能生成D的单质 B．工业上利用铝热反应可制得单质C C．原子B、C、D半径的大小顺序：D＞C＞B D．一定条件下，过量的B单质与D单质直接生成BD3 【变式2】某短周期主族元素（R）组成的盐的通式为NanRO3，为了探究R元素，设计如图装置进行实验。下列叙述正确的是（　　） 选项 试剂1 试剂2 Ⅱ中现象 结论 A 稀盐酸 澄清石灰水 溶液变浑浊 R元素一定位于周期表第2周期ⅣA族 B 浓盐酸 品红溶液 溶液褪色 基态R原子价层电子排布式一定为3s23p4 C 70%浓硫酸 品红溶液 溶液褪色 NanRO3为Na2SO3 D 浓硝酸 石蕊溶液 溶液变红色 R的单质一定是半导体材料 A．A B．B C．C D．D 【变式3】某元素R的原子结构示意图为．下列关于该元素的说法中，不正确的是（　　） A．核电荷数和核外电子数是16 B．属于非金属元素 C．其含氧酸的化学式为HRO4 D．RO3为酸性氧化物 题型4 微粒半径大小的比较 解｜题｜知｜识 微粒（原子及离子）半径大小比较规律： 1）影响原子（或离子）半径大小的因素 ①电子层数越多，半径越大； ②电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小． 2）具体规律 ①同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大．如：F﹣＜Cl﹣＜Br﹣＜I﹣；Li＜Na＜K＜Rb＜Cs． ②同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）．如：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl． ③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小．如：F﹣＞Na+＞Mg2+＞Al3+． ④同种元素的微粒半径：阳离子＜原子＜阴离子．如Na+＜Na；Cl＜Cl﹣． ⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小．如Fe＞Fe2+＞Fe3+． ⑥稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径（测量方法不同）． 【典例1】Ti12O18}团簇是比较罕见的一个穴醚无机类似物，我国科学家通过将{Rb@Ti12O18}和Cs+反应，测定笼内Cs+的浓度。研究发现：Cs+的直径大于{Ti12O18}团簇表面的孔径且{Ti12O18}的骨架结构在Cs+交换过程中没有被破坏。计算Cs+取代Rb+反应的平衡常数（Keq），反应示意图和所测数据如下。有关说法错误的是（　　） 图中[Cs+]/[Rb+]表示平衡时铯离子浓度和铷离子浓度之比，其他类似。 A．离子半径：r（Cs+）＞r（Rb+） B．Keq＝10 C．{Ti12O18}团簇表面的孔径大小是可变的 D．Rb+半径小，因此{Ti12O18}团簇对Rb+的亲和力更大 【变式1】下列元素的原子半径最小的是（　　） A．C B．B C．O D．F 题型5 金属性强弱的比较 解｜题｜知｜识 金属性本质：原子越容易失电子，元素的金属性越强。 常用的判断方法有： （1）在金属活动性顺序表中位置越靠前，金属性越强。 （2）单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 （3）单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱，金属性越强。 （4）最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 （5）若溶液中Xn++Y→X+Ym+，则Y的金属性比X强。 【典例1】下列事实能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是（　　） 序号 事实 推论 A 高温下，Na 可置换出 K：Na+KClK↑+NaCl 金属性：Na＜K B 沸点H2O比H2S 高 非金属性：O＞S C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S＞C D t℃时，Br2+H2⇌2HBr K＝5.6×107 I2+H2⇌2HCl K＝43 非金属性：Br＞I A．A B．B C．C D．D 【变式1】《自然》杂志曾报道我国科学家通过测量SiO2中26Al和10Be两种元素的比例确定“北京人”年龄的研究结果，这种测量方法叫“铝铍测年法”。完成下列填空： （1）l0Be和9Be　　 （填序号）。 a．是同一种原子 b．具有相同的中子数 c．具有相同的化学性质 d．互为同位素 （2）写出Al（OH）3与NaOH溶液反应的化学方程式：　 　 。 （3）研究表明28Al可以衰变为26Mg，可以比较这两种元素金属性强弱的方法是　　 （填序号）。 a．比较Mg（OH）2与Al（OH）3的碱性强弱 b．比较这两种元素的最高正化合价 c．将打磨过表面积相同的镁条和铝片分别和100℃热水作用，并滴入酚酞溶液 d．比较这两种金属的硬度和熔点 （4）目前还有一种测量方法叫“钾氩测年法”。 两种常见简单阴离子的核外电子排布与Ar相同，两者的半径大小关系为：　S2﹣＞Cl﹣ （用化学符号表示）；其中一种离子与钾同周期相邻元素的离子所形成的化合物可用作干燥剂，用电子式表示该物质的形成过程： 。 题型6 非金属性强弱的比较 解｜题｜知｜识 非金属性本质：原子越容易得电子，元素的非金属性越强。 常用的判断方法有： （1）与H2化合越容易或气态氢化物越稳定，非金属性越强。 （2）单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强。 （3）最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。 （4）若溶液中Xn﹣+Y→X+Ym﹣，则Y的非金属性比X强。 【典例1】下列有关物质性质的比较正确的是（　　） ①同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 ②元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 ③非金属性最强的元素，其最高价氧化物对应的水化物酸性最强 ④元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 ⑤还原性：I﹣＞Br﹣＞Cl﹣＞F﹣ ⑥酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 A．①③ B．②④ C．③⑥ D．⑤⑥ 【变式1】甲乙两种非金属性质比较，有 ①甲比乙容易与氢气化合； ②甲原子能与乙原子的阴离子发生氧化还原反应； ③氧化物对应的水化物酸性比较，甲比乙的强； ④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多； ⑤甲的单质熔、沸点比乙的低． 能够说明甲比乙的非金属性强的是（　　） A．①② B．①②③ C．①②⑤ D．①②③④⑤ 【变式2】下列有关物质性质的比较正确的是（　　） ①同主族元素的单质从上到下，氧化性逐渐减弱，熔点逐渐升高 ②元素的非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越弱 ③单质与水反应的剧烈程度：F2＞Cl2＞Br2＞I2 ④元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 ⑤还原性：S2﹣＞Se2﹣ ⑥酸性：HNO3＞H3PO4． A．①③ B．②④ C．③⑥ D．⑤⑥ 题型7 元素周期律的实质 解｜题｜知｜识 1、元素周期律的概念： 元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律．元素周期律由俄国的门捷列夫首先发现，并根据此规律创制了元素周期表． 2、元素周期律的实质： （1）把电子层数相同的各种元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行． （2）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排列成纵行． 注意：①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律． ②历史上第一个元素周期表是1869年俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上排成的，他将元素按相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行． 【典例1】元素性质呈周期性变化的根本原因是（　　） A．元素的电负性呈周期性变化 B．元素的第一电离能呈周期性变化 C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D．元素的金属性、非金属性呈周期性变化 【变式1】元素性质随着元素序数的递增呈现周期性变化的根本原因是（　　） A．元素的相对原子质量逐渐增大，量变引起质变 B．元素化合价的周期性变化 C．元素金属性和非金属性呈周期性变化 D．元素原子的核外电子排布的周期性变化 题型8 元素周期律的作用 解｜题｜知｜识 元素周期表的作用： 1）预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质； ①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等．如：碱性：Ra（OH）2＞Ba（OH）2；气态氢化物稳定性：CH4＞SiH4． ②比较同周期元素及其化合物的性质．如：酸性：HClO4＞H2SO4；稳定性：HCl＞H2S． ③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物．例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁． ④推断一些未学过的元素的某些性质．如：根据ⅡA族的Ca（OH）2微溶，Mg（OH）2难溶，可以推知Be（OH）2更难溶． 2）启发人们在一定范围内寻找某些物质　 ①半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等． ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等． ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找．如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等． 【典例1】下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是（　　） A．酸性：HClO4＞H2SO3＞H2SiO3 B．碱性：KOH＞NaOH＞LiOH C．热稳定性：H2O＞H2S＞PH3 D．非金属性：F＞O＞N 【变式1】下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（　　） ①酸性：H2SO4＞H3PO4 ②热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3 ③非金属性：Cl＞Br ④熔点：H2O＞H2S ⑤碱性：NaOH＞NH3•H2O ⑥稳定性：H2O＞H2S ⑦酸性：HI＞HCl ⑧还原性：I﹣＞Cl﹣ A．①③⑥⑧ B．③④⑤⑥ C．②④⑤⑦⑧ D．②④⑤⑦ 【变式2】下列性质的比较，正确且能用元素周期律解释的是（　　） A．热稳定性：HCl＞H2S＞PH3 B．碱性：LiOH＞NaOH＞Mg（OH）2 C．酸性：HClO4＞H2SO3＞H2SiO3 D．沸点：H2O＞HF＞NH3 【变式3】下列有关物质性质的比较中正确的是（　　） A．第一电离能：N＞O＞S B．沸点：H2S＞H2O C．电负性：C＞O＞P D．电子空间运动状态数：S＞P＞Si 题型9 同一周期内元素性质的递变规律的探究实验 解｜题｜知｜识 1、同一周期从左往右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 2、同一周期从左往右，核电荷数逐渐增大，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小。 3、同一周期从左往右，元素的失去电子逐渐减弱，得到电子逐渐增强。 【典例1】金属Na、Mg、Al有广泛的应用 （1）金属Na、Mg、Al的金属性，进行了如下实验： 实验1：各取1.0g金属钠和镁，分别加入到5mL水中，钠与水反应剧烈，镁与水反应缓慢。 实验2：各取1.0g的镁条和铝条，分别加入到5mL 1.0mol/L盐酸中，镁与盐酸反应剧烈，铝与盐酸反应较剧烈。 实验1和实验2得出的结论是　 　 ，用原子结构理论解释；同周期元素从左到右，　 　 。 （2）Na、Mg、Al都可用于制备储氢的金属氢化物。 ①NaH是离子化合物，其电子式为　 。能与水发生氧化还原反应　 　 生成H2，该反应的还原剂是　 　 。NaH在无水条件下可作为某些钢铁制品的脱锈剂（铁锈的成分表示为Fe2O3），脱锈过程发生反应的化学式为　 　 。 ②NaAlH4是一种良好的储氢材料。NaAlH4与水反应的化学方程式是　 　 。 题型10 同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系 解｜题｜知｜识 同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系： 元素性质 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 最外层电子数 逐渐增多（1e﹣→8e﹣） 相同 原子半径 逐渐减小（稀有气体最大） 逐渐增大 主要化合价 最高正价：+1→+7 最低负价﹣4→﹣1； 最低负价＝主族序数﹣8 最高正价相同 最低负价相同（除F、O外） 最高正价＝主族序数 第一电离能 呈增大的趋势 呈减小趋势 电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 得失电子能力 失电子能力减弱；得电子能俩增强． 失电子能力增强；得电子能力减弱． 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强． 金属性逐渐增强； 非金属性逐渐减弱． 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱； 酸性逐渐增强． 碱性逐渐增强； 酸性逐渐减弱． 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 【典例1】34Se和S均属于ⅥA族元素。下列关于Se及其化合物性质不正确的是（　　） A．第一电离能：Se＞33As B．原子半径：Se＜As C．酸性：H2SO4＞H2SeO4 D．沸点：H2Se＞H2S 【变式1】34Se和S均属于ⅥA族元素。下列关于Se及其化合物性质的比较不正确的是（　　） A．第一电离能：Se＞33As B．原子半径：Se＜As C．还原性：H2Se＞H2S D．沸点：H2Se＞H2S 【变式2】CdSnAs2是一种高迁移率的新型热电材料，下列有关该材料所涉及元素及其同族元素相关化合物的论述正确的是（　　） A．电负性N＞P＞As，键角由大到小的顺序为NH3＞PH3＞AsH3 B．Cd为48号元素，其基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s2 C．Sn位于第五周期第IVA族，其价层电子排布式为4d105s25p2 D．SiH4中Si的化合价为+4，CH4中C的化合价为﹣4，因此SiH4的还原性小于CH4的 题型11 同一主族内元素性质递变规律的探究实验 解｜题｜知｜识 1、同一主族从上往下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 2、同一主族从上往下，核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 3、同一主族从上往下，元素的失去电子逐渐增强，得到电子逐渐减弱。 【典例1】钠离子电池被认为在基于电网的储能系统中最具发展前景，双金属硫化物Sb2S3@FeS2空心纳米棒将有助于提高钠离子电池性能。回答下列问题： （1） Sb位于第五周期，与N同主族，基态Sb的价电子排布图（轨道表达式）为　　 ，[H2F]+[SbF6]﹣（氟锑酸）是一种超强酸，[H2F]+的空间构型为 　　 ，与[H2F]+具有相同空间构型和键合形式的阴离子为 　 。 （2）Si、P与S是同周期中相邻的元素，Si、P、S的第一电离能由大到小的顺序是 　 　 。 （3）与S同主族的元素有O、Se、Te等，它们氢化物的沸点大小为H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S，其原因是 　 　 。 （4）已知：r（Fe2+）为61pm，r（Co2+）为65pm。在隔绝空气条件下分别加热FeCO3和CoCO3，实验测得FeCO3的分解温度低于CoCO3，原因是 　 。 （5）其离子型铁的氧化物晶胞如图所示，它由X、Y组成，则该氧化物的化学式为 　 ；已知该晶体的密度为dg⋅cm﹣3，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体的晶胞参数a＝　 pm（用含d和NA的代数式表示）。 【变式1】为验证同主族元素性质的递变规律。某小组用如图所示的装置进行实验（夹持仪器已略去.装置气密性已检验）。 实验过程： I.打开弹簧夹，打开活塞a，滴加浓盐酸。 Ⅱ.当装置B和装置C中的溶液都变为黄色时，夹紧弹簧夹。 Ⅲ.当装置B中溶液由黄色变为棕红色时，关闭活塞a。 Ⅳ... 已知淀粉遇碘显蓝色。回答下列问题： （1）碘在元素周期表中的位置为 　 　 。 （2）该实验利用KMnO4与浓盐酸反应制取Cl2。写出用MnO2代替KMnO4制取Cl2的化学方程式：　 　 ，装置A中湿润的淀粉KI试纸变蓝说明 　 　 。 （3）装置B的溶液中NaBr完全被氧化，则消耗Cl2的质量为 　 　 。 （4）为验证溴元素的非金属性强于碘元素的，过程Ⅳ的操作和现象是 　 　 。 题型12 金属性强弱对元素性质的影响 解｜题｜知｜识 金属性指的是金属元素的物理和化学性质，金属性强弱会影响元素的物理和化学性质，从而影响物质的组成和形成反应。 （1）在自然界的存在形态：金属性较强的元素主要以化合态形式存在，金属性较弱的金属主要以游离态形式存在。 （2）金属性强，单质与水或非氧化性酸反应越剧烈。 （3）金属性越强，单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱。 （4）金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。 【典例1】铬（Cr）是一种重要的金属，其金属性介于锌和铁之间。根据元素周期律的知识，下列关于铬及其化合物的说法错误的是（　　） A．铬与冷水能发生剧烈反应 B．Cr（OH）3的碱性比NaOH的弱 C．高温条件下，Cr2O3能与Al反应置换出Cr D．铬能与稀盐酸发生反应 【变式1】下列说法正确的是（　　） A．氟元素为非金属性最强的元素，氟无正价 B．第ⅠA、ⅡA族元素都具有较强的金属性 C．非金属性：F＞Cl＞Br＞I，则酸性HF＞HCl＞HBr＞HI D．碱性：NaOH＜Mg（OH）2＜Al（OH）3 【变式2】元素金属性越强，对应单质的还原性越强；元素非金属性越强，对应单质的氧化性越强。 　　 （判断对错） 【变式3】同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性。 　 　 （判断对错） 题型13 金属性强弱的探究实验 解｜题｜知｜识 金属性强弱的判断方法有： （1）在金属活动性顺序表中位置越靠前，金属性越强。 （2）单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 （3）单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱，金属性越强。 （4）最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 （5）若溶液中Xn++Y→X+Ym+，则Y的金属性比X强。 【典例1】某同字为探究元素周期表中元素性质的递变规律，设计了如下实验。 （1） 将形状相同镁、铝分别投入到相同体积和相同浓度的盐酸中，试预测实验结果：　 　 与盐酸反应更剧烈；从原子结构解释上述现象的原因：　 　 。 （2）向Na2S溶液中通入氯气出现黄色浑浊，可证明非金属性 　　 强于 　　 ，反应的离子方程式为 　 。 题型14 非金属性强弱对元素性质的影响 解｜题｜知｜识 非金属性指的是非金属元素的物理和化学性质，非金属性强弱会影响元素的物理和化学性质，从而影响物质的组成和形成反应。 （1）非金属性强，单质与氢气化合越容易，气态氢化物的稳定性越好。 （3）非金属性越强，一般单质氧化性越强或简单阴离子还原性性越弱。 （4）非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。 【典例1】根据下列装置完成系列实验（加热装置省略），下列说法不正确的是（　　） A．NaOH溶液可以吸收尾气，防污染 B．BaCl2溶液中会出现白色沉淀BaSO3 C．H2S溶液中会出现黄色沉淀，体现了SO2的氧化性 D．为验证碳、硅非金属性的强弱，A中的试剂可以是酸性KMnO4溶液 【变式1】下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的有（　　） ①气态HCl比气态H2S稳定 ②HCl溶液的酸性比H2S溶液强 ③沸点：H2S＞HCl ④H2S的还原性比HCl强 ⑤Cl2转化为Cl﹣得电子的数目比S转化为S2﹣得电子的数目多 ⑥铁与Cl2反应生成FeCl3，铁与S反应生成FeS ⑦Cl2可以和Na2S反应生成S ⑧根据S和Cl2化合生成SCl2中元素化合价判断 ⑨HClO的氧化性比H2SO4强 A．3项 B．4项 C．5项 D．6项 【变式2】下列说法正确的是（　　） ①常温下白磷可自燃而氮气须在放电时才与氧气反应，则非金属性：P＞N ②第IA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子 ③因为氧化性：HClO＞稀H2SO4，所以非金属性：Cl＞S ④离子化合物中即可以含有极性共价键又可以含有非极性共价键 ⑤C、P、S、Cl的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 ⑥从上到下，卤族元素的非金属性逐渐减弱，所以酸性HCl＞HI ⑦离子半径：K+＞Cl﹣＞S2﹣ A． ②③④⑤⑥⑦ B．④⑤ B． C．②③④⑦ D．④⑤⑥ 【变式3】下列说法正确的是（　　） A．SO2能使酸性KMnO4溶液褪色，故SO2有漂白性 B．NO2与水反应生成HNO3，故NO2是酸性氧化物 C．H2SiO3的酸性弱于H2CO3，故非金属性C强于Si D．CaCO3难溶于水，故CO2能与CaCl2溶液反应 题型15 非金属性强弱的探究实验 解｜题｜知｜识 非金属性强弱的判断方法有： （1）与H2化合越容易或气态氢化物越稳定，非金属性越强。 （2）单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强。 （3）最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。 （4）若溶液中Xn﹣+Y→X+Ym﹣，则Y的非金属性比X强。 【典例1】某学习小组探究元素周期律，设计了如右图所示装置，以完成非金属性强弱比较的研究。下列各组实验中所选用试剂与实验目的相匹配的是（　　） 实验序号 试剂 实验目的：证明非金属性强弱 a b c ① 浓盐酸 二氧化锰 溴化钠溶液 Cl＞Br ② 浓盐酸 高锰酸钾 碘化钾溶液 Cl＞I ③ 稀盐酸 石灰石 硅酸钠溶液 C＞Si ④ 稀硫酸 纯碱 硅酸钠溶液 S＞C＞Si A．全部 B．②③④ C．①③ D．②④ 【变式1】某同学为探究元素周期表中元素性质的递变规律，设计如图系列实验： Ⅰ．（1）将钠、钾、镁、铝各1mol分别投入到足量的同浓度的盐酸中，试预测实验结果：　 　 与盐酸反应最剧烈． （2）向Na2S溶液中通入氯气出现黄色浑浊，可证明Cl的非金属性比S强，反应的离子方程式为　 ． Ⅱ．利用如图装置可验证同主族元素非金属性的变化规律 （3）若要证明非金属性：Cl＞I，则A中加浓盐酸，B中加KMnO4（KMnO4与浓盐酸常温下反应生成氯气），C中加淀粉碘化钾混合溶液，观察到C　　 的现象，即可证明． （4）若要证明非金属性：N＞C＞Si，则在A中加稀硝酸、B中加碳酸钙、C中加　 溶液观察到C中溶液　 　 的现象，即可证明． （5）有同学认为用该装置做（4）的验证，装置设计有缺陷，你认为怎么改进？　 　 ． 【变式2】某同学为探究元素周期表中元素性质的递变规律，设计了如下实验。利用如图装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。 （1）仪器A的名称为 　 　 ，干燥管D的作用为 　 　 。 （2）若要证明非金属性：Cl＞I，C中为淀粉碘化钾混合溶液，B中装有KMnO4固体，则A中试剂为 　　 ，观察到C中溶液 　　 （填现象），即可证明非金属性：Cl＞I。从环境保护的角度考虑，此装置缺少尾气处理装置，可用 　 　 吸收尾气。 （3）若要证明非金属性是C＞Si，则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液。观察到C中溶液 　 　 （填现象），即可证明。但有的同学认为盐酸具有挥发性，HCl可进入C中干扰实验，应在两装置间添加装有 　 溶液的洗气瓶除去HCl。 题型16 位置结构性质的相互关系应用 解｜题｜知｜识 （1）“位、构、性”之间的关系： （2）“位、构、性”关系的应用： 1）元素原子的核外电子排布，决定元素在周期表中的位置，也决定了元素的性质； 2）元素在周期表中的位置，以及元素的性质，可以反映原子的核外电子排布； 3）根据元素周期律中元素的性质递变规律，可以从元素的性质推断元素的位置； 4）根据元素在周期表中的位置，根据元素周期律，可以推测元素的性质． 【典例1】短周期主族元素X、Y、Z、W、Q在周期表中的位置如表所示，其中X、W最低负化合价之和为﹣4。下列说法错误的是（　　） Q Y Z X W A．单核离子半径：Y＜Z B．第一电离能：Q＞Y C．基态X原子有3个未成对电子 D．简单氢化物的稳定性：Z＞W 【变式1】元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T的单质常用作自来水消毒剂。则下列判断正确的是（　　） A．氧化物的水化物的酸性：T＞Q B．简单氢化物稳定性：R＜T＜Q C．R与Q的电子数相差26 D．R的最高正价和最低负价代数和为6 【变式2】下表为元素周期表的一部分，其中X、Y、Z、W为短周期元素，Y是地壳中含量位于第二位的元素，下列说法不正确的是（　　） X Y Z W T A．WX2既有还原性又有氧化性 B．T元素位于第ⅣA族 C．Z2X5可用来干燥NH3 D．铁可和X的单质反应 【变式3】甲、乙、丙、丁是原子序数依次增大的短周期主族元素，甲、丙在周期表中的相对位置如表。甲元素负化合价的绝对值与其原子价电子数相等，乙是地壳中含量最多的元素。下列说法错误的是（　　） A．原子半径由大到小：丙＞丁＞甲＞乙 B．四种元素中电负性最大的是乙 C．丙形成的简单氢化物的沸点是同族中最低的 D．含有丁的简单离子的盐溶液均不会影响水的电离平衡 题型17 原子结构与元素周期律的关系 解｜题｜知｜识 （1）“位、构、性”之间的关系： （2）“位、构、性”关系的应用： 1）元素原子的核外电子排布，决定元素在周期表中的位置，也决定了元素的性质； 2）元素在周期表中的位置，以及元素的性质，可以反映原子的核外电子排布； 3）根据元素周期律中元素的性质递变规律，可以从元素的性质推断元素的位置； 4）根据元素在周期表中的位置，根据元素周期律，可以推测元素的性质． 【典例1】化合物Z2（WY4）3•18X2Y可在水处理中做絮凝剂。X、Y、Z、W为短周期元素且原子序数依次增加，Y的质子数是W的原子序数的一半。该化合物的热重分析曲线如左图所示。 向1mol Z2（WY4）3溶液中滴入Ba（OH）2溶液的沉淀量图像如右图。则下列叙述正确的是（　　） A．X、Y、Z、W的单质常温下均为固体 B．Z、W的简单离子半径的大小顺序为Z3+＞W2﹣ C．200K热分解将失去18个X2Y D．1100K热分解后生成固体化合物Z2Y3，且工业上通过电解熔融的Z2Y3制备单质Z 【变式1】某有机离子液体结构如图所示，元素X、Y、Z、R为原子序数依次增大的短周期主族元素，基态Z原子的p能级电子总数比s能级电子总数多1，R与Z同主族。下列说法错误的是（　　） A．分子极性：YZ3＜XZ3 B．同周期第一电离能大于Y的元素有2种 C．简单离子半径：R＞Y＞Z D．该离子液体中存在离子键、极性键和非极性键 【变式2】化合物R是一种除草剂，R由X、Y、Z、W、Q五种主族元素组成，R的结构如图所示，X、Y、Z、W、Q分别位于三个短周期且Y、Z、W属于同周期。下列说法错误的是（　　） A．原子半径：W＜Y＜Q B．X、Y、Z、W四种元素形成的化合物一定属于离子化合物 C．X与Z形成的化合物的沸点不一定比X与W形成的化合物的沸点低 D．Y、Z、W在自然界均有游离态形式存在 【变式3】某营养强化剂由原子序数依次增大的前四周期元素X、Y、Z、W、M组成（结构如图所示），其中，基态W原子的s轨道与p轨道上的电子总数相等，基态M原子有4个未成对电子。下列说法正确的是（　　） A．电负性：X＜Y B．碱性：ZX3＞Z（YX3）3 C．氢化物沸点：Y＜Z D．该化合物不能与酸反应 题型18 元素周期律和元素周期表的综合应用 解｜题｜知｜识 一、原子结构 1、核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系：核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数 注意： （1）阴离子：核外电子数＝质子数+所带的电荷数；阳离子：核外电子数＝质子数﹣所带的电荷数 （2）“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl﹣的核电荷数为17，电荷数为1。 2、质量数：用符号A表示。将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数。 说明： （1）质量数（A）、质子数（Z）、中子数（N）的关系：A＝Z+N。 （2）符号X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数（质子数）为Z的一个原子。例如，Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12。 3、原子核外电子运动的特征 （1）当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹。在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少。 （2）描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图象，叫做电子云。电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率。电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少。 （3）在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小。 4、原子核外电子的排布规律 （1）在多电子原子里，电子是分层排布的。 电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7 表示符号 K L M N O P Q 离核远近能量高低 n值越大，电子离原子核越远，电子具有的能量越高 （2）能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中。因此，电子在排布时的次序为：K→L→M… （3）各电子层容纳电子数规律： ①每个电子层最多容纳2n2个电子（n＝1、2…）； ②最外层容纳的电子数≤8个（K层为最外层时≤2个），次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个。例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子。 （4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子）的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”。但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的。 二、元素周期律 1、原子序数：按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数。 原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数 2、元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律： 对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增： （1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性变化。 （2）元素原子半径从大至小而呈现周期性变化（注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的）。 （3）元素的化合价正价从+1价递增至+5价（或+7价），负价从﹣4价递增至﹣1价再至0价而呈周期性变化。 3、元素金属性、非金属性强弱的判断依据： （1）元素金属性强弱的判断依据： ①金属单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易程度。金属单质跟水（或酸）反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱； ②最高价氧化物对应的水化物﹣﹣氢氧化物的碱性强弱。氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱； ③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱。（金属的相互置换）； （2）元素非金属性强弱的判断依据： ①非金属单质跟氢气化合的难易程度（或生成的氢化物的稳定性），非金属单质跟氢气化合越容易（或生成的氢化物越稳定），元素的非金属性越强，反之越弱； ②最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱。最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱； ③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱。（非金属相互置换） 4、原子序数为11﹣17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律： Na Mg Al Si P S Cl 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 单质与水（或酸） 的反应情况 与冷水剧烈反应 与冷水反应缓慢，与沸水剧烈反应 与沸水反应很缓慢，与冷水不反应， 部分溶于水，部分与水反应 非金属单质与氢气化合情况 反应 条件 高温 磷蒸汽与氢气能反应 加热 光照或点燃 氢化物稳定性 SiH4 极不 稳定 PH3 高温 分解 H2S 受热 分解 HCl 很稳定 最高价氧化物 对应水化物 的碱（酸）性强弱 NaOH 强碱 Mg（OH）2 中强碱 Al（OH）3 或H3AlO3两性氢氧化物 H4SiO4 极弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 强酸 金属性、非金属性 递变规律 金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强 5、元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。 三、元素周期表 1、元素周期表：把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表。 2、周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期。 （1）元素周期表中共有7个周期，其分类如下： 短周期（3个）：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素 周期（7个）长周期（3个）：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素 不完全周期：第七周期，共26种元素（1999年又发现了114、116、118号三种元素） （2）某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数。 （3）第六周期中的57号元素镧（La）到71号元素镥（Lu）共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。 （4）第七周期中的89号元素锕（Ac）到103号元素铹（Lr）共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素。在锕系元素中，92号元素铀（U）以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素。 3、族：在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族。 （1）周期表中共有18个纵行、16个族。分类如下： ①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族。用符号“A”表示。主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族（分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行）。 ②只含有长周期元素的族，叫做副族。用符号“B”表示。副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族（分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行）。 ③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族。 ④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族（位于周期表中从左往右的第18纵行）。 （2）在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素。因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属。 （3）某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数 【典例1】下列说法正确的是（　　） A．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强 B．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小 C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 D．ⅥA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高 【变式1】如图是“金字塔”式元素周期表的一部分，图上标有几种元素的位置。下列说法正确的是（　　） A．g元素在周期表中的位置为第四周期第Ⅶ族 B．d、e、f的简单离子半径最小的是e+ C．f、h两元素的氧化物对应水化物的酸性f＜h D．b、w、d简单氢化物的稳定性由强到弱的顺序b＞w＞d 【变式2】应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不熟悉的一些元素的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在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱 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．①②③④ C．①③ D．②④⑤ 【变式3】应用元素周期律分析下列推断，正确的组合是（　　） ①碱金属单质的熔点随原子序数的增大而降低 ②砹（At）是第ⅦA族元素，其氢化物的稳定性强于HCl ③第3周期金属元素的最高价氧化物对应的水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱 ④磷与砷（As）位于同主族，砷元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性强于磷酸 A．①③ B．①④ C．②③ D．②④ 过 关 验 收 1．下列比较结果，错误的是（　　） A．沸点：＞CH3CH2CH2CH3 B．热稳定性：NH3＞PH3 C．离子半径：Mg2+＞Al3+ D．电负性：C＞Si 2．下列关于同主族元素C、Si及其化合物的性质比较和原因分析正确的是（　　） 选项 性质比较 原因分析 A 熔点：CO2＜SiO2 摩尔质量：CO2＜SiO2 B 电负性：C＜Si 原子半径：C＜Si C 热稳定性：CH4＞SiH4 键能：C—H＞Si—H D 溶解性：H2CO3＞H2SiO3 与H2O作用力：H2CO3＞H2SiO3 A．A B．B C．C D．D 3．应用元素周期律判断，下列说法不正确的是（　　） A．电负性：Cl＞S＞P B．半径比较：H﹣＜Li+ C．碱性：Mg（OH）2＞Be（OH）2 D．化合物中离子键百分数：NaCl＞NaI 4．某研究性学习小组为了证明铁的金属性比铜强，他们设计了如下几种方案，其中合理的是（　　） A．铁片置于硫酸铜溶液中置换出铜 B．铁、铜与氯气反应分别生成FeCl3、CuCl2 C．铜片置于FeCl3溶液中，铜片逐渐溶解 D．铁片、铜片分别置于盛有稀硫酸的烧杯中，铁片上有气泡产生，而铜片无气泡 5.下列说法中正确的是（　　） A．Ba（OH）2•8H2O与NH4Cl晶体的反应是吸热反应 B．化学反应中能量变化的大小与反应物的质量多少无关 C．含有共价键的化合物一定是共价化合物 D．非金属性最强的元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性最强 6．XY4M（ZQ4）2•12Y2Q是一种高效的无机絮凝剂。Y、X、Q、Z分别为原子序数依次增大的短周期主族元素；元素X在所处周期中未成对电子数最多；元素Y的原子半径在元素周期表中最小；元素Q的最外层电子数是其内层电子数的3倍；Q与Z同族；元素M是人体必需的微量元素，参与血红蛋白的合成、运输O2。下列说法正确的是（　　） A．Y2Q的键角大于Y2Z的键角 B．中含有的化学键为离子键、共价键、配位键 C．M3+的核外电子排布式为3d5 D．Y2Q2分子是非极性分子 7．同一短周期元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，可形成离子化合物。其中X、Y、Z相邻，W原子核外电子数与基态X原子价电子数相等，Z2是氧化性最强的单质。下列说法正确的是（　　） A．分子极性：WZ3＜XZ3 B．第一电离能：X＜Y＜Z C．简单氢化物还原性：W＜X＜Y D．含有离域π键 8.已知Cl、Se、Br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：Se＞Br＞Cl B．还原性：Br﹣＞Se2﹣＞Cl﹣ C．酸性：HClO4＞HBrO4＞H2SeO4 D．Se的原子序数为34，价层电子排布式是4s24p4 学科网（北京）股份有限公司 $