5.1 元素周期律和元素周期表 第1课时（讲义）化学苏教版必修第一册

本讲义聚焦高中化学元素周期律核心知识点，系统梳理元素性质的周期性变化（包括原子核外电子排布、原子半径、化合价的周期性规律），通过实验探究同周期元素金属性（如Na、Mg、Al与水/酸反应）和非金属性（如Si、P、S、Cl的氢化物稳定性及最高价含氧酸酸性）的递变规律，最终揭示元素周期律的实质是原子核外电子排布的周期性变化，构建从现象到本质的学习支架。 该资料以科学探究与实践为特色，设计Na与冷水、Mg与沸水反应对比实验及Al(OH)3两性实验，培养学生实验操作与证据推理能力。通过“四同法”比较微粒半径、金属性非金属性比较方法等科学思维工具，结合随学随练（如短周期元素性质推断题）和题型训练，助力学生深化结构决定性质的化学观念。课中辅助教师引导学生自主探究，课后帮助学生巩固知识、查漏补缺，提升应用能力。

专题5 微观结构与物资的多样性 第一单元 元素周期律和元素周期表 第1课时 元素周期律 课标要点 1.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，构建元素周期律。 2.掌握元素周期律的实质。 3.以1~18号元素为例，掌握元素性质的递变规律与原子结构的关系。 学习重难点 重点：元素周期律的实质 难点：元素性质的递变规律与原子结构的关系 知识点 元素性质的周期性变化 1.原子核外电子排布的周期性变化 以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 的周期性变化(第一周期除外)。 2.原子半径的周期性变化 以第二、三周期元素为例，探究元素的原子半径的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 的周期性变化。 3.元素化合价的周期性变化 以原子序数为1～18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈 变化，即每周期，最高正价为 (O无最高正价、F无正价)，负价为 。 4.结论 同周期，随着 的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现 的变化。 特别提醒 “四同法”比较微粒半径的大小 随学随练 1．几种短周期元素的原子半径及某些化合价见下表，分析判断下列说法正确的是 元素符号 A B D E G H I J 化合价 -1 -2 ＋4，-4 -1 ＋5，-3 ＋3 ＋2 ＋1 原子半径/nm 0.071 0.074 0.077 0.099 0.110 0.143 0.160 0.186 A．I在中燃烧生成两种化合物 B．A、H、J的离子半径由大到小的顺序是H＞J＞A C．非金属性A＞G＞E D．A单质能从B的简单氢化物中置换出B单质 2．X、Y、Z、W、R五种短周期主族元素在元素周期表中的位置如图所示，下列说法中正确的是 X Y Z W R A．原子半径大小顺序：Z>W>Y B．X、Y的气态氢化物的稳定性：X>Y C．Z位于第三周期第VA族 D．W、R氧化物对应水化物的酸性：R>W 3．元素a~e为短周期元素，a的族序数是周期数的2倍，各元素的原子半径与原子序数关系如图所示。下列说法错误的是 A．最高价氧化物对应的水化物的酸性：a<b B．最简单氢化物的稳定性：c>e C．单质d可用作半导体材料 D．b与c形成的化合物只有两种 知识点 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 1．探究Na、Mg、Al金属性强弱 (1)Na、Mg与水的反应 实验内容 实验现象 实验结论 Na 将绿豆大小的钠投入水中，滴加2滴酚酞溶液 与冷水发生剧烈反应，有 产生，溶液变 与钠和水的反应相比，镁和水的反应 ，镁在冷水中反应很缓慢，与沸水反应加快，反应生成了 ；Mg与水反应的化学方程式： Mg 取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放入水中，滴加2滴酚酞溶液 与冷水反应缓慢 在之前的基础上加热至液体沸腾 反应加快，有 产生，溶液变 (2)铝 与水反应。 (3)镁、铝与酸反应 除去氧化膜的镁条和铝片与稀盐酸反应，镁与盐酸反应更剧烈。 反应的离子方程式分别为 、 。 (3)实验结论：金属性强弱为 。 2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较 (1)硅、磷、硫、氯4种元素对应的气态氢化物依次是SiH4 PH3 H2S HCl（写化学式）。 (2)硅、磷、硫、氯单质与氢气反应的条件逐渐变得容易，其对应的气态氢化物的热稳定性逐渐增强。 元素非金属性由强到弱的顺序为Cl、S、P、Si。 3．11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较 (1)11~17号元素的最高价氧化物对应水化物： 元素 Na Mg Al Si P S Cl 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4(H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性强弱 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强 (2)探究Al(OH)3的两性 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀 沉淀 相关反应的化学方程式 实验结论 Al(OH)3是 ， (3)结论 即随着原子序数的递增，同周期的Na、Mg、Al失去电子的能力 ，金属性 。 (4)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较 Si P S Cl 判断依据 与氢气化合 高温 磷蒸气与 氢气反应 加热 光照或点燃 由易到难的顺序是 判断依据 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 强酸(酸性比 H2SO4强) 酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 结论 随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力 ，非金属性 4．同周期元素性质递变规律 特别提醒 1．元素金属性强弱的比较方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强 金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强 最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe 2．元素非金属性强弱的比较方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强 单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强 最高价氧化物水化物的酸性 酸性越强，其对应元素的非金属性越强 非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素 单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强 单质与同种金属反应的难易 单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl>S 随学随练 4．下列图中用x表示元素的原子序数，y表示F-、Na+、Mg2+、Al3+、S2-、Cl-的离子半径，图像与事实相符的是 A． B． C． D． 6．下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是 A．Na比Mg与冷水反应剧烈，金属性：Na>Mg B．比更容易与化合，非金属性：F>O C．KOH的碱性强于，金属性：K>Ca D．盐酸的酸性强于，非金属性：Cl>S 知识点 元素周期律（重点） 1．元素性质的变化规律的根本原因 核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐 ，原子半径逐渐 ，元素原子的得电子能力逐渐 ，失电子能力逐渐 ，最终导致元素的非金属性逐渐 ，金属性逐渐 。 2．元素周期律的内容 随着元素核电荷数的递增，元素的 （除稀有气体元素外）、元素的 、元素的 和 都呈现周期性变化。 元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增 的规律。 3．元素周期律的实质 元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。 随学随练 7．元素的性质呈周期性变化的根本原因是 A．元素的化合价呈周期性变化 B．元素的原子半径呈周期性变化 C．元素原子的最外层电子数呈周期性变化 D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 8．下列描述与元素周期律不相符的是 A．随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化 B．随原子序数递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化（惰性气体除外） C．随原子序数递增，元素的最高化合价重复出现从+1~+7，最低化合价从-7~-1的变化 D．随原子序数递增，元素的金属性和非金属性呈现周期性变化 9．下列关于元素周期律的叙述正确的是 A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从-7到-1重复出现 D．元素性质的周期性变化是指原子相对原子质量的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 拓展 元素性质的周期性变化规律 内容 同周期(从左到右)(主族元素) 同主族(从上到下) 原子结构 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 主要化合价 一般从＋1→＋7(O、F除外)，从－4→－1 最高正化合价＝族序数(O、F除外) 元素 的性质 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 离子 阳离子氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 阴离子还原性 逐渐减弱 逐渐增强 简单氢化物 稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐增强 最高价氧化物 对应的水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱 碱性 逐渐减弱 逐渐增强 活学活用 1．下列说法中正确的是 A．元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化 B．元素原子结构的周期性变化决定着元素性质的周期性变化 C．从Li→F，Na→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1价→＋7价的变化 D．电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1个到8个呈现周期性变化 2．元素性质呈现周期性变化规律的根本原因是 A．核电荷数依次增大 B．元素的相对原子质量逐渐增大 C．元素化合价呈周期性变化 D．元素原子核外电子排布呈现周期性变化 3．下列关于元素周期表和元素周期律的说法正确的是 A．透明陶瓷材料硒化锌是由主族元素和副族元素形成的化合物 B．元素的性质随着相对原子质量的增加而呈周期性变化 C．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质也完全相同 D．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐减弱 拓展 元素金属性、非金属性强弱比较 （1）判断元素金属性强弱的5种依据 比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱，越易失去电子，金属性越强。 判断依据 规律 实例 原子结构(元素在周期表中的位置) 同周期元素从左到右，核电荷数越多，越难失去电子，金属性越弱 金属性：Na>Mg>Al 同主族元素从上到下，原子半径越大，越易失去电子，金属性越强 金属性：K>Na>Li 单质与水或酸反应 金属单质与水或酸(非氧化性酸)反应越剧烈，元素的金属性越强 如Na与冷水反应剧烈，Mg与冷水反应缓慢，则金属性：Na>Mg 金属活动性顺序 除第ⅠA族、第ⅡA族的金属单质外，前面的金属单质可以把后面的金属单质从其盐溶液中置换出来 如2Al＋3Hg(NO3)2===2Al(NO3)3＋3Hg，则金属性：Al>Hg 金属阳离子的氧化性强弱 金属(非变价金属)阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱 如氧化性：Na＋<Mg2＋，则金属性：Na>Mg 最高价氧化物对应水化物的碱性 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强 如碱性：NaOH>Mg(OH)2，则金属性：Na>Mg （2）判断元素非金属性强弱的6种依据 比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子能力的强弱，越易得到电子，非金属性越强。 判断依据 规律 实例 原子结构(元素在周期表中的位置) 同周期元素从左到右，核电荷数越多，越易得到电子，非金属性越强 非金属性：F>O>N 同主族元素从上到下，原子半径越大，越不易得到电子，非金属性越弱 非金属性：F>Cl>I 单质与氢气化合的难易及氢化物的稳定性 单质越易与H2化合，生成的氢化物越稳定，元素的非金属性越强 H2＋F2===2HF，H2＋Cl22HCl，则非金属性：F>Cl。 稳定性：HF>HCl>HBr>HI，则非金属性：F>Cl>Br>I 非金属单质间的置换反应 较活泼的非金属单质可以把较不活泼的非金属单质从其盐溶液中置换出来 如Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2，则非金属性：Cl>Br 单质的氧化性或阴离子的还原性 非金属元素的简单阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱 还原性：S2－>Cl－，则非金属性：Cl>S 最高价氧化物对应水化物的酸性 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强 酸性：HClO4(高氯酸)>H2SO4，则非金属性：Cl>S 活学活用 4．元素周期表中短周期的一部分如图所示，分别代表5种短周期元素。元素的单质在常温下是一种气体。下列说法正确的是 a b c d e A．非金属性：a>b>c B．元素的最高化合价为+6价 C．简单离子的还原性：e>d D．最高价氧化物对应水化物的酸性：b>a 5．下列关于物质性质的比较，不正确的是 A．稳定性强弱： B．金属性强弱： K > Li C．微粒半径大小： D．酸性强弱： 6．根据元素周期律，下列推断正确的是 A．酸性：HClO4<HBrO4 B．氢化物稳定性：H2S>H2O C．金属性：Na>Mg>Al D．原子半径：F>O>N 题型 元素性质的周期性变化 ▌例1 推断是化学学习的一种思维方式。下列推断正确的是 A．由熔点：，推断熔点： B．由酸性：，推断酸性： C．由还原性：，推断Ca投入溶液中可以发生反应： D．由氧化性：，推断通入水中可以发生反应： 解题贴士 1.主族元素主要化合价的确定方法 (1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。 (2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 (3)H的最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正化合价。 2.非金属元素对应氢化物的分子式书写规律 (1)第ⅥA族和第ⅦA族元素的氢化物分子式的书写符合正价元素在前、负价元素在后的一般规则，如H2S、H2Se、HF、HI等。 (2)第ⅢA族、第ⅣA族、第ⅤA族元素的氢化物分子式的书写则不符合分子式书写的一般规则，习惯上，把氢元素符号写在后面，非金属元素符号写在前面，如CH4、SiH4、NH3、PH3等。 ▌对点练1-1 第ⅤA族元素氮、磷、砷(As)及其化合物应用广泛，具有刺激性，对人体有害，有剧毒。下列说法错误的是 A．原子半径： B．非金属性，故氮气比白磷活泼 C．酸性： D．有剧毒 ▌对点练1-2 元素周期表的主族元素中，按照箭头指向表述的变化规律正确的是 选项 箭头指向 变化规律 A ↑ 非金属元素气态氢化物稳定性逐渐减弱 B ↓ 金属元素简单阳离子的氧化性逐渐增强 C ← 单质的还原性逐渐增强 D → 元素的最高正价依次增大并等于最外层电子数 A．A B．B C．C D．D 题型 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 ▌例2 下列说法正确的是 A．和反应，可以比较和的金属性强弱 B．和S分别与铁反应，可以比较和S的非金属性强弱 C．C(碳)和在高温下反应制，可以比较C和的非金属性强弱 D．向溶液和溶液中分别通入，可以比较和的金属性强弱 解题贴士 (1)元素非金属性和金属性的强弱实质是得失电子的难易。凡是能直接或间接地比较化学变化中元素原子得失电子的难易，即可比较元素非金属性和金属性的强弱。 (2)元素非金属性和金属性的强弱与元素原子得失电子的数目无关，如Na在反应中失去1个电子，Al在反应中失去3个电子，但是金属性：Na>Al。 ▌对点练2-1 下列实验(室温)不能达到实验目的的是 选项 实验 实验目的 A 分别取大小相同的钠粒、钾粒投入等量水中，观察反应的剧烈程度 比较钠、钾原子的失电子能力强弱 B 将铝粉和镁块放入稀盐酸中，观察产生气泡的速率 验证铝、镁原子的失电子能力强弱 C 将少量溴水加入碘化钾溶液中，再加入CCl4振荡、静置，观察CCl4层颜色 比较溴单质和碘单质的氧化性强弱 D 向1 mol/L碳酸氢钠溶液中加入等量1 mol/L稀硫酸，观察是否有气体生成 比较硫和碳元素原子的得电子能力强弱 A．A B．B C．C D．D ▌对点练2-2 周期表中同族元素的原子结构相似，在性质上具有相似性和递变性。下列说法不正确的是 A．钠燃烧生成Na2O2，锂燃烧也能生成Li2O2 B．钠与水能反应生成NaOH和H2，钾也能与水反应生成KOH和H2 C．氯气能与铁反应生成FeCl3，溴单质也能与铁反应生成FeBr3 D．氯气与冷的NaOH稀溶液反应生成NaCl和NaClO，溴单质与冷的NaOH稀溶液也反应生成NaBr和NaBrO 基础通关 1．化学理论的创立或对有关化学规律的揭示，对化学科学的发展有着极其重要的作用。下列有关化学理论或规律的说法错误的是 A．波义耳提出了化学元素的概念 B．拉瓦锡提出了氧化学说 C．门捷列夫发现了元素周期律 D．阿伏加德罗提出了原子论 2．元素性质的周期性变化不包括 A．原子半径 B．主要化合价 C．原子核内中子数 D．金属性和非金属性 3．元素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．原子核外电子排布呈周期性变化 B．元素的相对原子质量逐渐变化 C．原子半径呈现从大到小的周期性变化 D．元素化合价呈周期性变化 4．下列说法正确的是 A．原子序数越大，原子半径一定越大 B．电子层数多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大 C．元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复 D．按C、N、O、F的顺序，元素的最高正化合价依次升高 5．软钾镁矾(化学式)是重要的钾肥。下列说法正确的是 A．碱性： B．半径： C．热稳定性： D．酸性： 6．下列关于元素周期律的叙述中，不正确的是 A．同周期从左到右，原子半径逐渐减小 B．同主族从上到下，金属性逐渐增强 C．同周期从左到右，元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强 D．同主族从上到下，非金属性逐渐减弱 7．下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．金属性： B．碱性： C．非金属性： D．沸点： 8．不能说明金属性的是 A．碱性 B．相对原子质量 C．阳离子的氧化性 D．与冷水剧烈反应与冷水反应微弱；镁粉与铝粉分别与同浓度稀HCl反应，镁粉比铝粉反应剧烈 9．下列实验不能达到预期目的的是 序号 实验操作 实验目的 A 、分别与反应 比较Cl、Br的非金属性强弱 B 向稀硫酸中加入少量碳酸钠溶液 比较C与S的非金属性强弱 C 向、溶液中通入过量氨气 比较Mg和Al的金属性强弱 D 将钠、钾分别投入冷水中 比较Na和K的金属性强弱 A．A B．B C．C D．D 10．下列能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是（     ） ①HCl的稳定性比H2S强 ②HClO的酸性比H2SO4强 ③Cl2能与H2S反应生成S ④Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS A．①③④ B．①②③ C．②③④ D．①②③④ 素养提升 1．下列说法正确的是 A．最新研究进展，元素周期表可划分为短周期、长周期和不完全周期三类 B．F-、Cl-、Br-、I-的还原性从左到右均依次减弱 C．第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 D．元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果 2．下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是 A．和属于同位素 B．对于主族元素，F的非金属性最强，其最高氧化物对应水化物的酸性最强 C．元素的性质呈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 D．同周期相邻主族元素的原子序数之差一定为1 3．元素的性质随着原子序数的递增而成周期性变化的主要原因是 A．电子层数呈周期性变化 B．原子半径呈周期性变化 C．相对原子质量依次增大 D．最外层电子排布呈周期性变化 4．八角形元素周期表的每个顶角对应一种元素，下列说法正确的是 A．虚线八角形顶角排列了第四周期所有元素 B．元素②的最高正化合价=主族序数 C．等物质的量的①和③的单质混合能完全溶于足量水 D．金属性强弱：④>Sr 5．下列各组中，微粒按氧化性由弱到强、原子或离子半径由大到小的顺序排列的是 A．O、 Cl、S、P B． C．Rb、 K、 Na、 Li D． 6．类比推理是重要的学科思想，下列类比或推理正确的是 选项 已知 方法 结论 A 与在加热条件下会生成 类比 与在加热下也会生成 B 沸点： 类比 沸点： C 金属性： 推理 氧化性： D 非金属性： 推理 热稳定性： A．A B．B C．C D．D 迁移创新 1．富硒酵母是一种新型功能性食品添加剂，硒(Se)在元素周期表中的相对位置如图。下列关于硒元素及含硒物质的说法不正确的是 A．原子半径Cl>S>Se B．S和Se的简单阴离子都有还原性，但还原性 C．S、Se、As元素原子均有得电子能力，但得电子能力S>Se>As D．Cl、S、Se最高价氧化物对应的水化物都有酸性，但酸性 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．下表是元素周期表的一部分，表中所列的数字分别代表某一种元素。针对表中①~⑩号元素回答下列问题。 (1)①元素的名称是_________，⑨元素的原子结构示意图为_________。 (2)②、③、④、⑤、⑥这五种元素分别形成的简单离子中离子半径最小的是_________(填离子符号)。 (3)表中元素⑦和⑩的最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是_________(填化学式)。 (4)元素④和⑥相比，金属性较强的是_________(填元素符号)，下列能证明这一事实的有_________(填序号)。 A．在化合物中④的化合价比⑥的低 B．④的单质能与冷水剧烈反应而⑥的单质不能 C．④的最高价氧化物对应水化物的碱性比⑥强 D．④单质的熔点比⑥单质的低 4．现有表格中短周期元素的数据(已知Be的原子半径为0.089nm)： ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ 原子半径(nm) 0.074 0.160 0.152 0.110 0.099 0.186 0.075 0.082 最高正价 +2 +1 +5 +7 +1 +5 +3 最低负价 -2 -3 -1 -3 (1)⑧号元素在元素周期表中的位置是。_______。 (2)①④⑦元素的简单气态氢化物中，热稳性定由高到低排序_______(写化学式)。 (3)结合原子结构解释③⑥元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱_______。 (4)含锂材料在社会中应用广泛，如各种储氢材料Li2NH等)、便携式电源材料(LiCoO2等)，根据下列要求回答问题： ①Li和Li可作核反应堆最佳热载体，LiH和LiD用作高温堆减速剂。下列说法正确的是_______(填字母，下同)。 A．Li和Li互为同位素     B．Li和Li属于同种核素 C．LiH和LiD中质子总数相同      D．LiH和LiD中电子总数相同 ②实验室中钠为避免接触空气保存在_______中；锂电池使用时需要注意防水，其原因用离子反应方程式表示为_______。 ③下列说法不正确的是_______。 A．碱性：Be(OH)2＜LiOH＜NaOH＜KOH B．半径：K＞Na＞Li＞Li+ C．氧化性：Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+ D．金属性：Cs＞Rb＞K＞Na＞Li＞Be 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题5 微观结构与物资的多样性 第一单元 元素周期律和元素周期表 第1课时 元素周期律 课标要点 1.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，构建元素周期律。 2.掌握元素周期律的实质。 3.以1~18号元素为例，掌握元素性质的递变规律与原子结构的关系。 学习重难点 重点：元素周期律的实质 难点：元素性质的递变规律与原子结构的关系 知识点 元素性质的周期性变化 1.原子核外电子排布的周期性变化 以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。 2.原子半径的周期性变化 以第二、三周期元素为例，探究元素的原子半径的变化，图示如下： 规律：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.元素化合价的周期性变化 以原子序数为1～18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期，最高正价为＋1→＋7(O无最高正价、F无正价)，负价为－4→－1。 4.结论 同周期，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。 特别提醒 “四同法”比较微粒半径的大小 随学随练 1．几种短周期元素的原子半径及某些化合价见下表，分析判断下列说法正确的是 元素符号 A B D E G H I J 化合价 -1 -2 ＋4，-4 -1 ＋5，-3 ＋3 ＋2 ＋1 原子半径/nm 0.071 0.074 0.077 0.099 0.110 0.143 0.160 0.186 A．I在中燃烧生成两种化合物 B．A、H、J的离子半径由大到小的顺序是H＞J＞A C．非金属性A＞G＞E D．A单质能从B的简单氢化物中置换出B单质 【答案】D 【分析】短周期元素，A、E有-1价，B有-2价，且A的原子半径与B相差不大，则A、E处于ⅦA族，B处于ⅥA族，A原子半径小于E，可推知A为F、E为Cl，B为O，D有-4、+4价，处于ⅣA族，原子半径与O原子相差不大，可推知D为C元素，G元素有-3、+5价，处于ⅤA族，原子半径大于C原子，应处于第三周期，则G为P元素，H、I、J的化合价分别为+3、+2、+1，分别处于ⅢA族、ⅡA族、ⅠA族，原子半径依次增大，且都大于P原子半径，应处于第三周期，可推知H为Al、I为Mg、J为Na。 【解析】A．I是，为，在中燃烧生成和单质，仅1种化合物，A错误； B．、、核外电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，半径顺序为即，B错误； C．同周期从左到右非金属性增强，同主族从上到下非金属性减弱，非金属性顺序为即，C错误； D．与的简单氢化物发生反应：，可置换出单质，D正确； 故答案选D。 2．X、Y、Z、W、R五种短周期主族元素在元素周期表中的位置如图所示，下列说法中正确的是 X Y Z W R A．原子半径大小顺序：Z>W>Y B．X、Y的气态氢化物的稳定性：X>Y C．Z位于第三周期第VA族 D．W、R氧化物对应水化物的酸性：R>W 【答案】A 【解析】A．同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，因此原子半径；同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，因此原子半径，最终原子半径顺序为，A正确； B．同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强，气态氢化物稳定性随非金属性增强而增大，Y的非金属性强于X，故气态氢化物稳定性，B错误； C．根据元素位置，Y和W同主族，W位于第三周期且在Z的右侧，说明Z的主族序数小于W，不可能为第VA族，C错误； D．只有最高价氧化物对应水化物的酸性才满足同周期从左到右逐渐增强，选项未明确是最高价氧化物对应的水化物，无法比较酸性强弱，D错误； 故答案选A。 3．元素a~e为短周期元素，a的族序数是周期数的2倍，各元素的原子半径与原子序数关系如图所示。下列说法错误的是 A．最高价氧化物对应的水化物的酸性：a<b B．最简单氢化物的稳定性：c>e C．单质d可用作半导体材料 D．b与c形成的化合物只有两种 【答案】D 【分析】a、b、c、d、e原子序数依次增大，a、d同主族，c、e同主族， a、b、c半径依次减小，说明a、b、c为第二周期元素，d、e为第三周期元素，a的族序数是周期数的2倍，a是C元素，b为元素、c为元素、d为元素、e为S元素。 【解析】A．a的最高价氧化物对应水化物为，b的为，酸性，故A正确； B．c的最简单氢化物为，e的为，非金属性，故稳定性，故B正确； C．d为，硅单质是常见的半导体材料，故C正确； D．和可形成、、、、、等多种化合物，并非只有两种，故D错误； 选D。 知识点 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 1．探究Na、Mg、Al金属性强弱 (1)Na、Mg与水的反应 实验内容 实验现象 实验结论 Na 将绿豆大小的钠投入水中，滴加2滴酚酞溶液 与冷水发生剧烈反应，有气泡产生，溶液变红 与钠和水的反应相比，镁和水的反应更难，镁在冷水中反应很缓慢，与沸水反应加快，反应生成了碱性物质和H2；Mg与水反应的化学方程式：Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑ Mg 取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放入水中，滴加2滴酚酞溶液 与冷水反应缓慢 在之前的基础上加热至液体沸腾 反应加快，有气泡产生，溶液变红 (2)铝不能与水反应。 (3)镁、铝与酸反应 除去氧化膜的镁条和铝片与稀盐酸反应，镁与盐酸反应更剧烈。 反应的离子方程式分别为Mg＋2H＋=Mg2＋＋H2↑ 、2Al＋6H＋=2Al3＋＋3H2↑。 (3)实验结论：金属性强弱为Na>Mg>Al。 2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较 (1)硅、磷、硫、氯4种元素对应的气态氢化物依次是SiH4 PH3 H2S HCl（写化学式）。 (2)硅、磷、硫、氯单质与氢气反应的条件逐渐变得容易，其对应的气态氢化物的热稳定性逐渐增强。 元素非金属性由强到弱的顺序为Cl、S、P、Si。 3．11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较 (1)11~17号元素的最高价氧化物对应水化物： 元素 Na Mg Al Si P S Cl 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4(H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性强弱 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强 (2)探究Al(OH)3的两性 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 相关反应的化学方程式 Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O 实验结论 Al(OH)3是两性氢氧化物， (3)结论 即随着原子序数的递增，同周期的Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。 (4)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较 Si P S Cl 判断依据 与氢气化合 高温 磷蒸气与 氢气反应 加热 光照或点燃 由易到难的顺序是Cl、S、P、Si 判断依据 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 强酸(酸性比 H2SO4强) 酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 结论 随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力逐渐增强，非金属性逐渐增强 4．同周期元素性质递变规律 特别提醒 1．元素金属性强弱的比较方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强 金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强 最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe 2．元素非金属性强弱的比较方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强 单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强 最高价氧化物水化物的酸性 酸性越强，其对应元素的非金属性越强 非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素 单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强 单质与同种金属反应的难易 单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl>S 随学随练 4．下列图中用x表示元素的原子序数，y表示F-、Na+、Mg2+、Al3+、S2-、Cl-的离子半径，图像与事实相符的是 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】、、、电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，随原子序数增大半径递减；、电子层数更多，半径远大于前四种离子，且核电荷数小于，半径，随原子序数增大半径略减小，故选B。 5．下列各组元素中，非金属性依次增强的是 A．Na、Mg、Al B．P、S、Cl C．C、Si、Ge D．O、S、Se 【答案】B 【解析】A．、、是第三周期金属元素，同周期从左到右金属性依次减弱，三者均以金属性为主，非金属性极弱，不符合题意，A错误； B．、、是第三周期第ⅤA、ⅥA、ⅦA族主族元素，同周期主族元素从左到右非金属性依次增强，符合题意，B正确； C．、、均是第ⅣA族元素，同主族元素从上到下，元素的非金属性依次减弱，不符合题意，C错误； D．、、均是第ⅥA族元素，同主族元素从上到下，元素的非金属性依次减弱，不符合题意，D错误； 故选B。 6．下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是 A．Na比Mg与冷水反应剧烈，金属性：Na>Mg B．比更容易与化合，非金属性：F>O C．KOH的碱性强于，金属性：K>Ca D．盐酸的酸性强于，非金属性：Cl>S 【答案】D 【解析】A．元素的金属性强弱可通过金属与水或酸反应的剧烈程度来判断，反应越剧烈，金属性越强，Na与冷水反应比Mg更剧烈，则金属性：Na>Mg，A不符合题意； B．元素的非金属性强弱可通过单质与氢气化合的难易程度来判断，化合越容易，非金属性越强，比更易与化合，所以非金属性：F>O，B不符合题意； C．元素的金属性强弱可通过最高价氧化物对应水化物的碱性强弱来判断，碱性越强，金属性越强，KOH的碱性强于，所以金属性：K>Ca，C不符合题意； D．非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，虽然盐酸的酸性强于，但盐酸是无氧酸，且也不是S元素的最高价含氧酸，所以不能得出非金属性：Cl>S，D符合题意； 故选D。 知识点 元素周期律（重点） 1．元素性质的变化规律的根本原因 核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 2．元素周期律的内容 随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（除稀有气体元素外）、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性都呈现周期性变化。 元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增呈周期性变化的规律。 3．元素周期律的实质 元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。 随学随练 7．元素的性质呈周期性变化的根本原因是 A．元素的化合价呈周期性变化 B．元素的原子半径呈周期性变化 C．元素原子的最外层电子数呈周期性变化 D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 【答案】D 【解析】A．元素化合价呈周期性变化是元素性质周期性变化的具体表现，并非根本原因，A错误； B．元素原子半径呈周期性变化是元素性质周期性变化的具体表现，并非根本原因，B错误； C．元素原子最外层电子数的周期性变化只是核外电子排布周期性变化的一部分，不能作为根本原因，C错误； D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化是元素性质呈现周期性变化的根本原因，D正确； 故选D。 8．下列描述与元素周期律不相符的是 A．随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化 B．随原子序数递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化（惰性气体除外） C．随原子序数递增，元素的最高化合价重复出现从+1~+7，最低化合价从-7~-1的变化 D．随原子序数递增，元素的金属性和非金属性呈现周期性变化 【答案】C 【解析】A．元素原子的最外层电子排布随原子序数递增呈现周期性重复（如1→8），符合元素周期律，A正确； B．同周期主族元素原子半径随原子序数递增逐渐减小（稀有气体除外），符合周期律，B正确； C．周期表中O、F没有正价，则第二周期不会出现元素的最高化合价从+1到+7，且非金属元素的最低负化合价通常为价至价，金属元素也没有负化合价，C错误； D．在同周期、同主族元素的性质均随原子序数发生周期性的变化，则元素的金属性和非金属性随原子序数的递增呈现周期性变化，D正确； 故选C。 9．下列关于元素周期律的叙述正确的是 A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从-7到-1重复出现 D．元素性质的周期性变化是指原子相对原子质量的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 【答案】B 【解析】A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数从1到8的规律仅适用于第二周期及以后，而第一周期（H到He）最外层电子数从1到2，A错误； B．元素周期律的核心是元素性质随原子序数递增呈现周期性变化，B正确； C．最低化合价并非从-7开始，例如第二周期主族元素最低负价为-4（如C）到-1（如F），且部分元素（如O、F）无最高正价，C错误； D．元素性质的周期性变化源于电子排布的周期性变化，而非相对原子质量的周期性变化，D错误； 故选B。 拓展 元素性质的周期性变化规律 内容 同周期(从左到右)(主族元素) 同主族(从上到下) 原子结构 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 主要化合价 一般从＋1→＋7(O、F除外)，从－4→－1 最高正化合价＝族序数(O、F除外) 元素 的性质 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 离子 阳离子氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 阴离子还原性 逐渐减弱 逐渐增强 简单氢化物 稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐增强 最高价氧化物 对应的水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱 碱性 逐渐减弱 逐渐增强 活学活用 1．下列说法中正确的是 A．元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化 B．元素原子结构的周期性变化决定着元素性质的周期性变化 C．从Li→F，Na→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1价→＋7价的变化 D．电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1个到8个呈现周期性变化 【答案】B 【解析】A．元素的性质呈周期性变化的根本原因是核外电子排布的周期性变化，元素性质体现在原子半径、元素主要化合价、金属性与非金属等，核外电子排布属于结构方面，A错误； B．元素的原子结构决定元素的性质，元素原子结构的周期性变化决定着元素性质的周期性变化，B正确； C．O元素、F元素的非金属性很强，在反应中容易获得电子，或者O、F在与其它元素形成共价键时，共用电子对偏小吸引电子能力强的O元素或者F元素，因而O、F元素表现负化合价，它们没有与族序数相等的最高正化合价，C错误； D．电子层数相同的原子H、He原子核外只有一个电子层，它们的核外电子排布其最外层电子数分别是l和2，D错误； 故合理选项是B。 2．元素性质呈现周期性变化规律的根本原因是 A．核电荷数依次增大 B．元素的相对原子质量逐渐增大 C．元素化合价呈周期性变化 D．元素原子核外电子排布呈现周期性变化 【答案】D 【解析】元素性质呈现周期性变化规律的根本原因是元素原子核外电子排布呈现周期性变化，故选D。 3．下列关于元素周期表和元素周期律的说法正确的是 A．透明陶瓷材料硒化锌是由主族元素和副族元素形成的化合物 B．元素的性质随着相对原子质量的增加而呈周期性变化 C．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质也完全相同 D．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐减弱 【答案】A 【解析】A．硒是VIA族元素，而锌是IIB族元素，所以硒化锌是由主族元素和副族元素形成的化合物，故A正确； B．元素的性质随着核外电子排布的周期性变化而呈周期性的变化，故B错误； C．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质相似，并具有递变性，不完全相同，故C错误； D．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强，故D错误； 故选：A。 拓展 元素金属性、非金属性强弱比较 （1）判断元素金属性强弱的5种依据 比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱，越易失去电子，金属性越强。 判断依据 规律 实例 原子结构(元素在周期表中的位置) 同周期元素从左到右，核电荷数越多，越难失去电子，金属性越弱 金属性：Na>Mg>Al 同主族元素从上到下，原子半径越大，越易失去电子，金属性越强 金属性：K>Na>Li 单质与水或酸反应 金属单质与水或酸(非氧化性酸)反应越剧烈，元素的金属性越强 如Na与冷水反应剧烈，Mg与冷水反应缓慢，则金属性：Na>Mg 金属活动性顺序 除第ⅠA族、第ⅡA族的金属单质外，前面的金属单质可以把后面的金属单质从其盐溶液中置换出来 如2Al＋3Hg(NO3)2===2Al(NO3)3＋3Hg，则金属性：Al>Hg 金属阳离子的氧化性强弱 金属(非变价金属)阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱 如氧化性：Na＋<Mg2＋，则金属性：Na>Mg 最高价氧化物对应水化物的碱性 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强 如碱性：NaOH>Mg(OH)2，则金属性：Na>Mg （2）判断元素非金属性强弱的6种依据 比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子能力的强弱，越易得到电子，非金属性越强。 判断依据 规律 实例 原子结构(元素在周期表中的位置) 同周期元素从左到右，核电荷数越多，越易得到电子，非金属性越强 非金属性：F>O>N 同主族元素从上到下，原子半径越大，越不易得到电子，非金属性越弱 非金属性：F>Cl>I 单质与氢气化合的难易及氢化物的稳定性 单质越易与H2化合，生成的氢化物越稳定，元素的非金属性越强 H2＋F2===2HF，H2＋Cl22HCl，则非金属性：F>Cl。 稳定性：HF>HCl>HBr>HI，则非金属性：F>Cl>Br>I 非金属单质间的置换反应 较活泼的非金属单质可以把较不活泼的非金属单质从其盐溶液中置换出来 如Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2，则非金属性：Cl>Br 单质的氧化性或阴离子的还原性 非金属元素的简单阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱 还原性：S2－>Cl－，则非金属性：Cl>S 最高价氧化物对应水化物的酸性 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强 酸性：HClO4(高氯酸)>H2SO4，则非金属性：Cl>S 活学活用 4．元素周期表中短周期的一部分如图所示，分别代表5种短周期元素。元素的单质在常温下是一种气体。下列说法正确的是 a b c d e A．非金属性：a>b>c B．元素的最高化合价为+6价 C．简单离子的还原性：e>d D．最高价氧化物对应水化物的酸性：b>a 【答案】D 【分析】该图为短周期元素周期表片段，e位于第三周期，e的单质常温下是气体，可确定e是，结合周期表相对位置推出a为、b为、c为、d为。 【解析】A．同周期主族元素，从左向右非金属性逐渐增强，所以非金属性，也就是，A错误； B．c是氧元素，氧元素没有的最高正化合价，氧最高正价一般为价，B错误； C．d为，e为；单质氧化性，单质氧化性越强，对应简单阴离子的还原性越弱，所以还原性，即，C错误； D．a为碳，b为氮；最高价氧化物对应水化物分别是、，非金属性，因此酸性，即，D正确； 故选D。 5．下列关于物质性质的比较，不正确的是 A．稳定性强弱： B．金属性强弱： K > Li C．微粒半径大小： D．酸性强弱： 【答案】D 【解析】A．非金属性越强，对应简单氢化物稳定性越强；非金属性：，故稳定性：，A正确； B．同主族碱金属元素从上到下金属性逐渐增强，故金属性：，B正确； C．同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，和同属第三周期，位于左侧，故微粒半径：，C正确； D．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：，故酸性：，D错误； 故选D。 6．根据元素周期律，下列推断正确的是 A．酸性：HClO4<HBrO4 B．氢化物稳定性：H2S>H2O C．金属性：Na>Mg>Al D．原子半径：F>O>N 【答案】C 【解析】A．Cl和Br同主族，Cl的非金属性强于Br，非金属性越强最高价氧化物对应水化物酸性越强，故酸性，A错误； B．O和S同主族，O的非金属性强于S，非金属性越强气态氢化物越稳定，故稳定性，B错误； C．Na、Mg、Al同周期，同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，故金属性，C正确； D．N、O、F同周期，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径，D错误； 故选C。 题型 元素性质的周期性变化 ▌例1 推断是化学学习的一种思维方式。下列推断正确的是 A．由熔点：，推断熔点： B．由酸性：，推断酸性： C．由还原性：，推断Ca投入溶液中可以发生反应： D．由氧化性：，推断通入水中可以发生反应： 【答案】D 【解析】A．、为分子晶体，相对分子质量越大熔点越高，故熔点；、为金属晶体，原子半径更小，金属键更强，熔点，A错误； B．元素非金属性越强，最高价氧化物对应水化物酸性越强，非金属性，故酸性；非金属性，故酸性，B错误； C．还原性强于，但投入溶液中会优先与水反应，无法直接置换出，C错误； D．氧化性，可与水发生置换反应生成和，反应为，D正确； 故本题答案选D。 解题贴士 1.主族元素主要化合价的确定方法 (1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。 (2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 (3)H的最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正化合价。 2.非金属元素对应氢化物的分子式书写规律 (1)第ⅥA族和第ⅦA族元素的氢化物分子式的书写符合正价元素在前、负价元素在后的一般规则，如H2S、H2Se、HF、HI等。 (2)第ⅢA族、第ⅣA族、第ⅤA族元素的氢化物分子式的书写则不符合分子式书写的一般规则，习惯上，把氢元素符号写在后面，非金属元素符号写在前面，如CH4、SiH4、NH3、PH3等。 ▌对点练1-1 第ⅤA族元素氮、磷、砷(As)及其化合物应用广泛，具有刺激性，对人体有害，有剧毒。下列说法错误的是 A．原子半径： B．非金属性，故氮气比白磷活泼 C．酸性： D．有剧毒 【答案】B 【解析】A．同主族元素从上到下电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，故原子半径，A正确； B．虽然非金属性，但分子中存在，键能极大，性质很稳定，白磷的化学性质比氮气更活泼，B错误； C．同主族元素非金属性从上到下逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物的酸性随非金属性减弱而减弱，非金属性，故酸性，C正确； D．同主族元素的氢化物性质具有相似性，有剧毒，可推知也有剧毒，D正确； 故选B。 ▌对点练1-2 元素周期表的主族元素中，按照箭头指向表述的变化规律正确的是 选项 箭头指向 变化规律 A ↑ 非金属元素气态氢化物稳定性逐渐减弱 B ↓ 金属元素简单阳离子的氧化性逐渐增强 C ← 单质的还原性逐渐增强 D → 元素的最高正价依次增大并等于最外层电子数 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【解析】A．同主族从下到上（箭头↑指向）非金属性逐渐增强，非金属元素气态氢化物稳定性应逐渐增强，选项描述为逐渐减弱，A错误； B．同主族从上到下（箭头↓指向）金属性逐渐增强，对应简单阳离子的氧化性逐渐减弱，选项描述为逐渐增强，B错误； C．同周期从右到左（箭头←指向）金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱，单质的还原性逐渐增强，C正确； D．同周期从左到右（箭头→指向），第二周期O、F无正价，不符合最高正价等于最外层电子数的规律，D错误； 故选C。 题型 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 ▌例2 下列说法正确的是 A．和反应，可以比较和的金属性强弱 B．和S分别与铁反应，可以比较和S的非金属性强弱 C．C(碳)和在高温下反应制，可以比较C和的非金属性强弱 D．向溶液和溶液中分别通入，可以比较和的金属性强弱 【答案】B 【解析】A．铜和氯化铁反应生成氯化亚铁和氯化铜，不能比较铜和铁的金属性，A错误； B．氯气和铁反应生成氯化铁，硫和铁反应生成硫化亚铁，说明氯气的氧化性比硫强，B正确； C．碳和二氧化硅反应生成一氧化碳和硅，非金属性一般指氧化性，而反应中碳表现为还原性，故不能比较碳和硅的非金属性强弱，C错误； D．氯化镁或氯化铝通入氨气都生成沉淀，不能比较金属性强弱，D错误； 故选B。 解题贴士 (1)元素非金属性和金属性的强弱实质是得失电子的难易。凡是能直接或间接地比较化学变化中元素原子得失电子的难易，即可比较元素非金属性和金属性的强弱。 (2)元素非金属性和金属性的强弱与元素原子得失电子的数目无关，如Na在反应中失去1个电子，Al在反应中失去3个电子，但是金属性：Na>Al。 ▌对点练2-1 下列实验(室温)不能达到实验目的的是 选项 实验 实验目的 A 分别取大小相同的钠粒、钾粒投入等量水中，观察反应的剧烈程度 比较钠、钾原子的失电子能力强弱 B 将铝粉和镁块放入稀盐酸中，观察产生气泡的速率 验证铝、镁原子的失电子能力强弱 C 将少量溴水加入碘化钾溶液中，再加入CCl4振荡、静置，观察CCl4层颜色 比较溴单质和碘单质的氧化性强弱 D 向1 mol/L碳酸氢钠溶液中加入等量1 mol/L稀硫酸，观察是否有气体生成 比较硫和碳元素原子的得电子能力强弱 A．A B．B C．C D．D 【答案】B 【解析】A．金属活动性越强，其单质与水或酸发生反应就越剧烈。由于金属活动性：K＞Na，所以Na、K与水反应的剧烈程度：K＞Na，由此可比较钠、钾原子的失电子能力强弱，A正确； B．金属活动性：Mg＞Al，当金属的表面积等其它外界条件相同时，金属越活泼，其单质与酸反应越剧烈，但题干中不仅有金属种类不同，金属的形状也不同，因此金属与酸反应的接触面积不同，所以不能根据反应的剧烈程度比较铝、镁原子的失电子能力强弱，B错误； C．由于元素的非金属性：Br＞I，活动性强的可以将活动性弱的置换出来。Br2与KI发生置换反应产生I2，I2溶于CCl4使溶液变为紫色，因此比较溴单质和碘单质的氧化性强弱，C正确； D．酸性：H2SO4＞H2CO3，所以硫酸可以与NaHCO3发生反应产生CO2气体，因此可以通过该实验比较硫和碳元素废金属性的强弱，进而比较原子的得电子能力强弱，D正确； 故合理选项是B。 ▌对点练2-2 周期表中同族元素的原子结构相似，在性质上具有相似性和递变性。下列说法不正确的是 A．钠燃烧生成Na2O2，锂燃烧也能生成Li2O2 B．钠与水能反应生成NaOH和H2，钾也能与水反应生成KOH和H2 C．氯气能与铁反应生成FeCl3，溴单质也能与铁反应生成FeBr3 D．氯气与冷的NaOH稀溶液反应生成NaCl和NaClO，溴单质与冷的NaOH稀溶液也反应生成NaBr和NaBrO 【答案】A 【解析】A．Li和Na同一主族，但Li的金属性弱于Na，则锂在空气中燃烧生成Li2O，而不生成Li2O2，A错误； B．Na、K同一主族，且K的金属性强于Na，故钠与水能反应生成NaOH和H2，钾也能与水反应生成KOH和H2，B正确； C．Cl和Br为同一主族，Cl2、Br2的氧化性强，故氯气能与铁反应生成FeCl3，溴单质也能与铁反应生成FeBr3，C正确； D．Cl和Br为同一主族，Cl2与Br2化学性质相似，氯气与冷的NaOH稀溶液反应生成NaCl和NaClO，溴单质与冷的NaOH稀溶液也反应生成NaBr和NaBrO，D正确； 故答案为：A。 基础通关 1．化学理论的创立或对有关化学规律的揭示，对化学科学的发展有着极其重要的作用。下列有关化学理论或规律的说法错误的是 A．波义耳提出了化学元素的概念 B．拉瓦锡提出了氧化学说 C．门捷列夫发现了元素周期律 D．阿伏加德罗提出了原子论 【答案】D 【解析】A．波义耳于1661年提出化学元素的概念，是近代化学诞生的标志，A正确； B．拉瓦锡通过定量实验推翻燃素说，提出了氧化学说，B正确； C．门捷列夫发现元素周期律，C正确； D．阿伏加德罗提出的是分子学说，原子论由道尔顿提出，D错误； 故选D。 2．元素性质的周期性变化不包括 A．原子半径 B．主要化合价 C．原子核内中子数 D．金属性和非金属性 【答案】C 【解析】元素性质的周期性变化包括原子半径、主要化合价、金属性和非金属性，因此原子核内中子数的变化，不属于元素性质周期性变化，故C符合题意； 答案为C。 3．元素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．原子核外电子排布呈周期性变化 B．元素的相对原子质量逐渐变化 C．原子半径呈现从大到小的周期性变化 D．元素化合价呈周期性变化 【答案】A 【解析】根据结构决定性质，元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的根本原因是原子核外电子排布呈周期性变化，即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、元素主要化合价的周期性变化、元素的金属性和非金属性的周期性变化；答案选A。 4．下列说法正确的是 A．原子序数越大，原子半径一定越大 B．电子层数多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大 C．元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复 D．按C、N、O、F的顺序，元素的最高正化合价依次升高 【答案】C 【解析】A．同周期元素，从左到右原子序数依次增大，原子的原子半径依次减小，故A错误； B．电子层数多的原子的原子半径不一定比电子层数少的原子的原子半径大，如锂原子的原子半径大于氯原子的原子半径，故B错误； C．元素周期表中元素性质随核电荷数变化呈周期性变化，而不是元素性质的简单重复，故C正确； D．F元素和O元素没有正化合价，所以按C、N、O、F的顺序元素的最高正价不是依次升高，故D错误； 故选C。 5．软钾镁矾(化学式)是重要的钾肥。下列说法正确的是 A．碱性： B．半径： C．热稳定性： D．酸性： 【答案】B 【解析】A．金属性强于，最高价氧化物对应水化物的碱性强于，即碱性，A错误； B．和核外电子层结构相同，核电荷数（19）大于（17），离子半径随核电荷数增大而减小，即半径，B正确； C．非金属性强于，简单氢化物热稳定性强于，即热稳定性，C错误； D．非金属性强于，最高价氧化物对应水化物的酸性强于，即酸性，D错误； 故选B。 6．下列关于元素周期律的叙述中，不正确的是 A．同周期从左到右，原子半径逐渐减小 B．同主族从上到下，金属性逐渐增强 C．同周期从左到右，元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强 D．同主族从上到下，非金属性逐渐减弱 【答案】C 【解析】A．同周期主族元素从左到右，电子层数相同，核电荷数递增，原子核对核外电子的吸引能力增强，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），A正确； B．同主族元素从上到下，电子层数递增，原子半径增大，原子失电子能力增强，金属性逐渐增强，B正确； C．同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减弱，对应最高价氧化物水化物的碱性逐渐减弱，而非增强，C错误； D．同主族元素从上到下，原子半径增大，原子得电子能力减弱，非金属性逐渐减弱，D正确； 故选C。 7．下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．金属性： B．碱性： C．非金属性： D．沸点： 【答案】D 【解析】A．同周期元素从左至右金属性逐渐减弱，、、位于第三周期，因此金属性，能用元素周期律解释，A不符合题意； B．同主族元素从上至下金属性逐渐增强，金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，、、位于第ⅠA族，因此碱性，能用元素周期律解释，B不符合题意； C．同周期元素从左至右非金属性逐渐增强，、、位于第二周期，因此非金属性，能用元素周期律解释，C不符合题意； D．分子间存在氢键，分子间作用力更强，因此沸点，氢键属于分子间作用力范畴，不能用元素周期律解释，D符合题意； 故选D。 8．不能说明金属性的是 A．碱性 B．相对原子质量 C．阳离子的氧化性 D．与冷水剧烈反应与冷水反应微弱；镁粉与铝粉分别与同浓度稀HCl反应，镁粉比铝粉反应剧烈 【答案】B 【解析】A．根据金属元素最高价氧化物对应水化物的碱性可以判断元素金属性的强弱，碱性，能说明金属性，A不符合题意； B．元素金属性强弱与相对原子质量无关，所以不能根据相对原子质量判断金属性强弱，B符合题意； C．阳离子的氧化性越弱，其元素的金属性越强，阳离子的氧化性，能说明金属性，C不符合题意； D．能与冷水反应，与冷水反应微弱；镁粉与铝粉分别与同浓度稀反应，镁粉比铝粉反应剧烈，能说明金属性，D不符合题意； 故选B。 9．下列实验不能达到预期目的的是 序号 实验操作 实验目的 A 、分别与反应 比较Cl、Br的非金属性强弱 B 向稀硫酸中加入少量碳酸钠溶液 比较C与S的非金属性强弱 C 向、溶液中通入过量氨气 比较Mg和Al的金属性强弱 D 将钠、钾分别投入冷水中 比较Na和K的金属性强弱 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【解析】A．与只需点燃，而与化合则要加热到500℃，故比更易与化合，则非金属性，A不合题意； B．反应时有二氧化碳生成，说明硫酸的酸性强于碳酸，则非金属性，B不合题意； C．都有沉淀生成，反应现象相同，无法比较，C符合题意； D．根据K与水反应比Na与水分应更剧烈的反应现象可知金属性，D不合题意； 故答案为：C。 10．下列能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是（     ） ①HCl的稳定性比H2S强 ②HClO的酸性比H2SO4强 ③Cl2能与H2S反应生成S ④Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS A．①③④ B．①②③ C．②③④ D．①②③④ 【答案】A 【分析】氯元素原子得电子能力比硫元素原子强，则氯元素的非金属性比硫的非金属强。 【解析】①非金属的非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，氯元素原子得电子能力比硫元素原子强，①正确； ②HClO为弱酸，而H2SO4为强酸，则HClO的酸性比H2SO4的弱，②错误； ③Cl2置换出S，说明氯气氧化性比S强，即氯元素原子得电子能力比硫元素原子强，③正确； ④Fe分别和Cl2、S反应，但是Cl2将Fe氧化成＋3价，而被S氧化成＋2价，则Cl2的氧化性比S强，氯元素原子得电子能力比硫元素原子强，④正确； 综上所述，①③④正确，答案为A。 素养提升 1．下列说法正确的是 A．最新研究进展，元素周期表可划分为短周期、长周期和不完全周期三类 B．F-、Cl-、Br-、I-的还原性从左到右均依次减弱 C．第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 D．元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果 【答案】D 【解析】A．当前元素周期表第七周期已全部填满，仅可划分为短周期（1~3周期）和长周期（4~7周期）两类，不存在不完全周期，A错误； B．同主族元素自上而下非金属性逐渐减弱，对应简单阴离子的还原性逐渐增强，因此F-、Cl-、Br-、I-的还原性依次增强，B错误； C．第三周期非金属元素的最高价氧化物对应含氧酸的酸性从左到右依次增强，非最高价含氧酸不满足该规律，如HClO酸性弱于，C错误； D．元素原子核外电子排布的周期性变化是元素性质呈现周期性变化（即元素周期律）的根本原因，D正确； 故选D。 2．下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是 A．和属于同位素 B．对于主族元素，F的非金属性最强，其最高氧化物对应水化物的酸性最强 C．元素的性质呈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 D．同周期相邻主族元素的原子序数之差一定为1 【答案】C 【解析】A．质子数相同中子数不同的核素互为同位素，H和D互为同位素，和都属于氢分子、不互为同位素，A错误； B． F的非金属性最强、F没有正价，不存在最高氧化物对应水化物，B错误； C．结构决定性质，原子核外电子排布的周期性变化决定了元素的性质呈周期性变化，C正确； D． 同周期相邻主族元素的原子序数之差不一定为1，例如第四周期ⅡA的钙元素和ⅢA的镓元素原子序数之差为11，D错误； 答案选C。 3．元素的性质随着原子序数的递增而成周期性变化的主要原因是 A．电子层数呈周期性变化 B．原子半径呈周期性变化 C．相对原子质量依次增大 D．最外层电子排布呈周期性变化 【答案】D 【解析】A．电子层数呈周期性变化，是原子的核外电子排布呈周期性的变化而引起，A错误； B．原子半径是属于原子的性质，原子半径呈周期性变化是电子排布周期性变化的结果，B错误； C．随着原子序数递增，元素的原子的相对原子质量增大，但是不呈现周期性变化，不能决定元素性质出现周期性的变化，C错误； D．最外层电子排布呈周期性变化决定了元素的性质，是元素性质随着原子序数的递增而成周期性变化的主要原因，D正确； 故答案为：D。 4．八角形元素周期表的每个顶角对应一种元素，下列说法正确的是 A．虚线八角形顶角排列了第四周期所有元素 B．元素②的最高正化合价=主族序数 C．等物质的量的①和③的单质混合能完全溶于足量水 D．金属性强弱：④>Sr 【答案】C 【分析】先根据图示元素的排列规律，确定编号对应的元素：①为Na，②为O，③为Na右侧同周期的Al，④为Ca。 【解析】A．第四周期包含过渡元素共18种元素，图中虚线八角形顶角仅排列了K到Kr的主族和0族元素，不含第四周期的过渡元素，并非第四周期所有元素，A错误； B．②是O元素，氧元素无最高正价（无+6价），不满足“最高正化合价=主族序数”，B错误； C．等物质的量的Na和Al单质混合投入水中，发生反应，生成的NaOH恰好和Al完全反应，两种单质可以完全溶于足量水，C正确； D．同主族从上到下金属性增强，Ca和Sr同主族，Sr在Ca的下一周期，因此金属性：，即④的金属性弱于Sr，D错误； 故选C。 5．下列各组中，微粒按氧化性由弱到强、原子或离子半径由大到小的顺序排列的是 A．O、 Cl、S、P B． C．Rb、 K、 Na、 Li D． 【答案】D 【解析】A．元素非金属性：，对应的单质氧化性为，不符合氧化性由弱到强的要求；原子半径，也不符合半径由大到小的要求，A错误； B．金属性：，对应阳离子氧化性，与选项给出的顺序不符；离子半径，同样与选项顺序不符，B错误； C．、、、均为碱金属单质，只能失电子表现还原性，无氧化性，不符合氧化性排序要求，C错误； D．金属活动性顺序中金属性，对应阳离子氧化性，符合氧化性由弱到强的要求；离子电子层数越多半径越大，电子层数相同时核电荷数越大半径越小，故半径，符合半径由大到小的要求，D正确； 故答案为D。 6．类比推理是重要的学科思想，下列类比或推理正确的是 选项 已知 方法 结论 A 与在加热条件下会生成 类比 与在加热下也会生成 B 沸点： 类比 沸点： C 金属性： 推理 氧化性： D 非金属性： 推理 热稳定性： A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【解析】A．Li的金属性弱于Na，与在加热条件下反应只能生成，无法得到，A错误； B．卤素单质为分子晶体，相对分子质量越大范德华力越大、沸点越高，故沸点；但碱金属为金属晶体，从上到下原子半径增大，金属键减弱，沸点降低，沸点顺序为，B错误； C．根据反应，氧化剂氧化性大于氧化产物，故氧化性，该推理不成立，C错误； D．元素非金属性越强，其简单气态氢化物的热稳定性越强，非金属性，故热稳定性，D正确； 故选D。 迁移创新 1．富硒酵母是一种新型功能性食品添加剂，硒(Se)在元素周期表中的相对位置如图。下列关于硒元素及含硒物质的说法不正确的是 A．原子半径Cl>S>Se B．S和Se的简单阴离子都有还原性，但还原性 C．S、Se、As元素原子均有得电子能力，但得电子能力S>Se>As D．Cl、S、Se最高价氧化物对应的水化物都有酸性，但酸性 【答案】A 【解析】A．Cl和S同在第三周期，原子半径S > Cl（同周期从左到右减小）；Se在第四周期ⅥA ，原子半径Se > S（同族从上到下增大）。因此原子半径应为Se > S > Cl，A错误； B．S2-和Se2-均有还原性，Se2-半径大于S2-，核对电子吸引力较弱，Se2-更易失电子，还原性Se2-> S2-，B正确； C．S、Se、As元素原子均有得电子能力（非金属性），S在第三周期ⅥA族，Se在第四周期ⅥA 族，As在第四周期ⅤA族，非金属性S > Se > As，得电子能力顺序正确，C正确； D．Cl、S、Se最高价氧化物对应水化物分别为HClO4、H2SO4、H2SeO4，同周期从左到右，原子半径减小，得电子能力增强，非金属性增强，所以：Cl ＞ S，同主族从上到下，原子半径增大，得电子能力减弱，非金属性减弱，所以：S ＞ Se，所以非金属性Cl > S > Se，酸性顺序HClO4> H2SO4 > H2SeO4正确，D正确； 故答案选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】A．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； B．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； C．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； D．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； 故答案选D。 3．下表是元素周期表的一部分，表中所列的数字分别代表某一种元素。针对表中①~⑩号元素回答下列问题。 (1)①元素的名称是_________，⑨元素的原子结构示意图为_________。 (2)②、③、④、⑤、⑥这五种元素分别形成的简单离子中离子半径最小的是_________(填离子符号)。 (3)表中元素⑦和⑩的最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是_________(填化学式)。 (4)元素④和⑥相比，金属性较强的是_________(填元素符号)，下列能证明这一事实的有_________(填序号)。 A．在化合物中④的化合价比⑥的低 B．④的单质能与冷水剧烈反应而⑥的单质不能 C．④的最高价氧化物对应水化物的碱性比⑥强 D．④单质的熔点比⑥单质的低 【答案】(1) 氢 (2) (3) (4) Na BC 【分析】根据各元素在周期表中的分布位置，可知①在第一周期ⅠA族，为H，②在第二周期ⅤA族，为N，③在第二周期ⅦA族，为F，④在第三周期ⅠA族，为Na，⑤在第三周期ⅡA族，为Mg，⑥在第三周期ⅢA族，为Al，⑦在第三周期ⅦA族，为Cl，⑧在第四周期ⅠA族，为K，⑨在第四周期ⅡA族，为Ca，⑩在第四周期ⅦA族，为Br。 【解析】（1）①为第一周期ⅠA族元素，名称是氢；⑨为钙，原子序数为20，核外电子排布为2、8、8、2，原子结构示意图为。 （2）五种元素的简单离子分别为，均为10电子（电子层结构相同）；电子层结构相同时，核电荷数越大离子半径越小，Al核电荷数最大，因此离子半径最小的是。 （3）同主族从上到下非金属性减弱，非金属性；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物酸性越强，因此酸性最强的是。 （4）同周期从左到右金属性减弱，因此金属性； A．化合价高低与金属性无关，A错误； B．单质与水反应越剧烈，金属性越强，B正确； C．最高价氧化物对应水化物碱性越强，金属性越强，C正确； D．单质熔点属于物理性质，与金属性无关，D错误； 故选BC。 4．现有表格中短周期元素的数据(已知Be的原子半径为0.089nm)： ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ 原子半径(nm) 0.074 0.160 0.152 0.110 0.099 0.186 0.075 0.082 最高正价 +2 +1 +5 +7 +1 +5 +3 最低负价 -2 -3 -1 -3 (1)⑧号元素在元素周期表中的位置是。_______。 (2)①④⑦元素的简单气态氢化物中，热稳性定由高到低排序_______(写化学式)。 (3)结合原子结构解释③⑥元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱_______。 (4)含锂材料在社会中应用广泛，如各种储氢材料Li2NH等)、便携式电源材料(LiCoO2等)，根据下列要求回答问题： ①Li和Li可作核反应堆最佳热载体，LiH和LiD用作高温堆减速剂。下列说法正确的是_______(填字母，下同)。 A．Li和Li互为同位素     B．Li和Li属于同种核素 C．LiH和LiD中质子总数相同      D．LiH和LiD中电子总数相同 ②实验室中钠为避免接触空气保存在_______中；锂电池使用时需要注意防水，其原因用离子反应方程式表示为_______。 ③下列说法不正确的是_______。 A．碱性：Be(OH)2＜LiOH＜NaOH＜KOH B．半径：K＞Na＞Li＞Li+ C．氧化性：Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+ D．金属性：Cs＞Rb＞K＞Na＞Li＞Be 【答案】(1)第二周期第ⅢA族 (2)H2O、NH3、PH3 (3)Li、Na位于同一主族，钠原子的原子半径较大，对外层电子的吸引力较弱，更容易失去一个电子形成离子，钠的金属性更强，所以最高价氧化物对应的水化物的碱性氢氧化钠大于氢氧化锂 (4) ACD 煤油 2Li+2H2O=2Li++2OH-+H2↑ C 【分析】根据元素周期律，同周期元素从左到右，原子半径逐渐变小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐变大；通过表中短周期元素的原子半径及Be的原子半径为0.089nm可知，元素①、⑦、⑧的原子半径比Be小，推断元素①、⑦、⑧为第二周期元素，根据最高正价和最低负价，推出①为O元素，⑦为N元素，⑧为B元素；③和⑥的最高正化合价为+1价，且⑥的半径比③大，推断③为Li元素，⑥为Na元素；②的原子半径比⑥小，且最高正化合价为+2价，则②为Mg元素；④和⑦的最高正化合价都为+5价，且④的原子半径比⑦大，所以④为P元素，⑤的最高正化合价为+7价，最低负化合价为-1价，则⑤为Cl元素；据此解答。 【解析】（1） 由上述分析可知，⑧为B元素，原子序数为5，核外有5个电子，其原子结构示意图为，有二个电子层，最外层3个电子，则在周期表中的位置是第二周期第ⅢA族；答案为第二周期第ⅢA族。 （2）由上述分析可知，①为O元素，④为P元素，⑦为N元素，O、N属于同周期元素，从左至右，非金属性依次增强，原子序数N＜O，则非金属性N＜O，N、P属于同主族元素，从上往下，非金属性依次减弱，原子序数N＜P，非金属性N＞P，所以O、N、P的非金属性强弱为O＞N＞P，根据非金属性越强则简单气态氢化物越稳定，则①、④、⑦元素的简单气态氢化物中，热稳性定由高到低排序为H2O、NH3、PH3；答案为H2O、NH3、PH3。 （3）由上述分析可知，③为Li元素，⑥为Na元素，Li、Na位于同一主族，钠原子的原子半径较大，对外层电子的吸引力较弱，更容易失去一个电子形成离子，钠的金属性更强，所以最高价氧化物对应的水化物的碱性氢氧化钠大于氢氧化锂；答案为Li、Na位于同一主族，钠原子的原子半径较大，对外层电子的吸引力较弱，更容易失去一个电子形成离子，钠的金属性更强，所以最高价氧化物对应的水化物的碱性氢氧化钠大于氢氧化锂。 （4）①A．Li和Li二者质子数均为3，中子数分别为3和4，属于质子数相同，中子数不同互为同位素，故A正确； B．Li和Li二者属于同位素，为不同的核素，故B错误； C．LiH和LiD二者均由锂元素和氢元素组成，两者中质子总数均为4，即两者中质子总数相同，故C正确； D．LiH和LiD二者均由锂元素和氢元素组成，两者中电子总数均为4，即两者中电子总数相同，故D正确； 答案为ACD。 ②因为钠的化学性质活泼，容易与空气中O2、H2O发生反应，所以实验室中钠为避免接触空气保存在煤油中；锂电池使用时需要注意防水，是因为锂和水发生反应生成氢氧化锂和氢气，其离子反应方程式为2Li+2H2O=2Li++2OH-+H2↑；答案为煤油；2Li+2H2O=2Li++2OH-+H2↑。 ③A．同周期元素从左到右，金属性依次减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱，Li、Be属于同周期元素，原子序数Li＜Be，则金属性Li＞Be，最高价氧化物对应水化物的碱性LiOH＞Be(OH)2；同主族元素从上到下，金属性依次增强，最高价氧化物对应水化物的碱性依次增强，Li、Na、K属于同主族元素，原子序数Li＜Na＜K，则金属性Li＜Na＜K，最高价氧化物对应水化物的碱性LiOH＜NaOH＜KOH，所以碱性Be(OH)2＜LiOH＜NaOH＜KOH，故A正确； B．同主族元素，从上到下，原子半径逐渐变大，Li+因为失去了最外层电子，所以半径小于Li，即半径为K＞Na＞Li＞Li+，故B正确； C．同主族元素从上到下元素的金属性依次增强，即还原性依次增强，所以离子的氧化性依次减弱，所以氧化性Li+＞Na+＞K+＞Rb+＞Cs+，故C错误； D．同主族元素从上到下元素的金属性依次增强，同周期元素从左到右，元素的金属性依次减弱，所以金属性Cs＞Rb＞K＞Na＞Li＞Be，故D正确； 答案为C。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $