1.2 原子结构与元素的性质（4大题型，举一反三题型专练，天津专用）化学人教版选择性必修2

第二节 原子结构与元素的性质 题型01 元素周期律、元素周期表和元素周期系 题型02 半径大小的比较 题型03 电离能、电负性及应用 题型04 元素“位、构、性”的关系 题型01 元素周期律、元素周期表和元素周期系 一.元素周期律是指 的规律，其本质是原子核外电子排布的周期性变化，这是元素性质周期性递变的根本原因。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，通过表格形式系统呈现元素的原子序数、核外电子排布、化合价、金属性与非金属性等性质的递变规律，便于快速查找、对比和推断元素性质。元素周期系是指按原子序数递增的顺序，将电子层数相同的元素排成横行（周期），最外层电子数相同的元素排成纵列（族），形成的完整元素分类体系，包含7个周期、16个族（7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族、1个0族）。 【关键要点】元素金属性强弱的判断方法： 1、根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。 ②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。 2、根据金属活动性顺序判断 金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。 3、根据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。 4、金属单质间的置换反应 较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来，如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu。 5、根据离子的氧化性强弱判断 金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱，如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu＜Fe。 6、根据元素原子的失电子能力，元素原子失电子能力越强，则元素的金属性越强。 元素非金属性强弱的判断方法 1、根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。 ②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 2、根据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。 ②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。 3、非金属单质间的置换反应 活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来，如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl＞Br。 4、根据离子的还原性强弱判断 非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱，如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl＞I。 5、根据元素原子的得电子能力，元素原子得电子能力越强，则元素的非金属性越强。 二.元素周期表的分区方法 1．按电子排布分区 按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(ⅠB族、ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB族、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核外电子因先填充满(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如图所示。 元素周期表的分区 2．按金属元素与非金属元素分区 （1）金属、非金属在元素周期表中的位置 沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，线的右边是非金属元素。非金属元素主要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图所示)。 （2）金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属交界处的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为准金属或半金属(一般可用作半导体材料)。 【典例1】（25-26高二上·天津·阶段检测）中国科学家首次在月球上发现新矿物，并将其命名为“嫦娥石[]”。（钇）是金属元素。下列说法不正确的是 A．是一种磷酸盐 B．电负性，嫦娥石中P显正价，O显负价 C．在元素周期表中，O、P、均属于s区元素 D．基态P原子核外有9种空间运动状态不同的电子 【变式1-1】（25-26高三上·天津滨海新区·阶段检测 节选）下表是元素周期表的一部分，用化学用语回答下列问题： (1)⑩元素最高价氧化物对应的水化物的化学式是______。 (2)元素①、②、③的简单氢化物的稳定性最强的是______。 【变式1-2】（25-26高二上·天津·阶段检测 节选）下图为元素周期表的一部分，请参照元素①~⑧在表中的位置，回答下列问题： (1)上图中属于s区的元素是__________________________(填元素名称)。 【变式1-3】（25-26高三上·天津宝坻·阶段检测）下表是元素周期表的一部分，用化学用语回答下列问题：                族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 2 ① ② 3 ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ 4 ⑩ ⑪ ⑫ (1)在这些元素的最高价氧化物对应水化物中，酸性最强的是______，碱性最强的是______。 (2)②、③、⑤的原子半径由大到小的顺序为____________________________________。 (3)写出⑫的价电子排布图____________________________________。 (4)用电子式表示出④的氯化物的形成过程______。 (5)写出单质③在空气中燃烧生成产物的电子式________________________。 (6)下列说法中能比较元素S与Cl的非金属性强弱的是______(填字母)。 A．HCl的溶解度比H2S大 B．HCl的酸性比H2S强 C．HCl的热稳定性比H2S强 D．Cl2与铁反应生成FeCl3，同样条件S与铁反应生成FeS 题型02 半径大小的比较 原子半径、离子半径的大小比较，核心依据是 三个因素，三者共同决定半径大小，优先级为：电子层数>核电荷数>电子构型（相同电子层结构时）。原子半径是指原子核对核外电子的吸引作用与电子间排斥作用平衡时，原子的平均半径，离子半径则是离子在晶体或溶液中的平均半径，分为阳离子半径和阴离子半径。 基本规律 1．三看法比较粒子半径大小 (1)一看电子层数：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。 如r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。 (2)二看核电荷数：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (3)三看电子数：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 如r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)；r(Cl)<r(Cl－)。 2．对微粒半径的认识误区 (1)微粒半径受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。 (2)对于同一种元素，并不是原子半径一定大于或小于离子半径。如r(Cl)<r(Cl－)；r(Na)>r(Na＋)。 【典例2】（25-26高一上·天津·阶段检测）硒(Se)是一种人体必需的元素，硒位于第四周期且与硫同主族，关于硒元素及其化合物的有关说法不正确的是 A．硒原子的半径比硫原子的大 B．的还原性比HCl的强 C．能与NaOH溶液反应 D．可以使酸性高锰酸钾溶液褪色 【变式2-1】（25-26高二上·天津河西·阶段检测）对于第VIIA族元素，从上到下，下列说法不正确的是 A．电负性逐渐减小 B．氢化物水溶液的酸性逐渐减弱 C．第一电离能逐渐减小 D．原子半径逐渐增大 【变式2-2】（24-25高一下·天津·期末）下列关于物质性质的比较，错误的是 A．酸性强弱： B．原子半径大小： C．氢化物稳定性： D．金属性强弱： 【变式2-3】（25-26高二上·天津·阶段检测 节选）下图为元素周期表的一部分，请参照元素①~⑧在表中的位置，回答下列问题： ①、④、⑤三种元素的原子半径由小到大的顺序为_________________________(用元素符号表示)。 题型03 电离能、电负性及应用 一、电离能 1.电离能是指 ，单位为kJ/mol，分为第一电离能（基态气态原子失去最外层第一个电子的能量）、第二电离能（失去第二个电子的能量）等，通常所说的电离能特指第一电离能。电离能的大小反映了原子失去电子的难易程度，电离能越大，原子越难失去电子，金属性越弱；电离能越小，原子越易失去电子，金属性越强。 基本规律：电离能规律 (1)第一电离能规律 ①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势(第ⅡA、ⅤA族与其相邻主族相比出现“异常”)。 ②同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。 (2)逐级电离能规律 ①同一原子的逐级电离能越来越大。 元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态基态正离子后，半径减小，核对电子的吸引力增大，所以再失去第二个、第三个电子更加不易，所需要的能量依次增大。 ②当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。 二.电负性 1．电负性变化规律 一般来说，同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 2．电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 (2)判断化合物中元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价易呈正值； ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价易呈负值。 (3)判断化学键及化合物类型 ①若两成键元素电负性差值大于1.7，通常形成离子键，该化合物为离子化合物； ②若两成键元素电负性差值小于1.7，通常形成共价键，该化合物为共价化合物。 【典例3】（25-26高二上·天津和平·阶段检测）现有4种元素的基态原子的电子排布式如下：①；②；③；④。则下列比较中，正确的是 A．第一电离能：②>①>④>③ B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：②>①>④>③ D．最高正化合价：②>①>④>③ 【变式3-1】（25-26高三上·天津河北·阶段检测）已知A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的前四周期元素。其中A是宇宙中含量最多的元素；B元素原子最高能级的不同轨道都有电子，并且自旋方向相同；C元素原子的价层电子排布是；D元素原子中只有两种形状的电子云，最外层只有一种自旋方向的电子；E与D的最高能层数相同，但其最外层电子数等于其能层数。F元素原子的最外层只有一个电子，其次外层内的所有轨道的电子均成对。 (1)请用元素符号完成下列空白： ①元素：A______、B______、C______、D______、E______、F______。 ②A、B、C三种元素的电负性：______(按由大到小排列)。 ③B、C、D、E 4种元素的第一电离能：_______(按由大到小排列)。 (2)下表是A~F元素中某种元素的部分电离能，由此可判断该元素是_______。 元素 电离能/(kJ/mol) I1 I2 I3 I4 I5 某种元素 578 1817 2745 11575 14830 (3)F元素位于周期表的_______区，此区元素的价电子层结构特点是_______。 【变式3-2】（25-26高三上·天津河西·期末）第三周期部分相邻的主族元素第一电离能随原子序数递增的变化趋势如图所示。下列说法正确的是 A．金属性：X>W B．简单氢化物稳定性：Z＜Q C．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>Z D．W元素基态原子的价层电子轨道表示式为 【变式3-3】（25-26高三上·天津·开学考试）已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。 (1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_______。 (2)通过分析电负性变化规律，确定镁元素电负性的最小范围是_______。 (3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物。属于离子化合物的是_______(填字母，下同)；属于共价化合物的是_______；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：_______。 A．    B．    C．    D．SiC (4)在P与Cl组成的化合物中，氯元素显_______(填“正”或“负”)价，理由是_______。 (5)写出表中位于第三周期且第一电离能介于Al和P之间的元素符号_______，其中有2个未成对电子的是_______。 题型04 元素“位、构、性”的关系 元素的 三者相互关联、相互制约，构成了元素周期律的核心逻辑，也是高中化学元素推断题的解题关键，简称“位-构-性”三角关系。其中，原子结构决定元素在周期表中的位置，原子结构也直接决定元素的性质，元素在周期表中的位置可反映并推断元素的原子结构和性质。 【关键要点】：元素周期表中“位构性”的核心关系的是：位置决定结构，结构决定性质；反过来，性质可推断结构，结构能确定位置，三者相互关联、相互印证。 具体关联可通过两个关键维度理解： 1.位置 → 结构：元素在周期表中的位置（周期数、主族序数）直接对应原子结构。 周期数 = 原子的电子层数，主族序数 = 原子的最外层电子数=最高正价（核心规律，适用于主族元素）。 2.结构 → 性质：原子的最外层电子数（结构核心）决定元素的化学性质。比如最外层1个电子（IA族）易失电子，显金属性；最外层7个电子（VIIA族）易得电子，显非金属性。 【典例4】（25-26高二下·天津·期中）科学家合成出了一种新化合物(如图所示)，其中W、X、Y、Z为同一短周期元素，Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半。下列叙述正确的是 A．WZ的水溶液呈碱性 B．元素非金属性的顺序为 C．W在短周期元素中，电离能和电负性都是最小的 D．该新化合物中Y不满足8电子稳定结构 【变式4-1】（25-26高三上·天津·阶段检测）短周期主族元素R、W、X、Y、Z的原子序数依次增大，R是VA族元素，W、X最外层电子数之和为13，Y是同周期主族元素中半径最大的元素，Z的最外层电子数是Y的最外层电子数的3倍。下列说法不正确的是 A．原子半径： B．Y、Z的最高价氧化物对应的水化物可在水溶液中发生反应 C．R、W、X第一电离能： D．W的简单气态氢化物的热稳定性比X的强 【变式4-2】（25-26高三上·天津·阶段检测）X、Y、Z、W、Q是原子序数依次增大的短周期主族元素，基态X原子核外有7种运动状态不同的电子，基态Y原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，Z的基态原子有1个未成对电子，W是短周期金属性最强的元素，Z和Q同主族。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．电负性： C．简单气态氢化物的热稳定性： D．简单离子半径： 【变式4-3】（24-25高一上·天津·期末）1869年俄国化学家门捷列夫制出第一张元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力，历经一百多年。元素周期表体现了元素位、构、性的关系，揭示了元素间的内在联系。如图是元素周期表的一部分，回答下列问题： (1)元素②在周期表中的位置 (2)元素⑤和⑨的最高价氧化物的水化物中，碱性较强的是 (填化学式)。 (3)元素①与⑦可形成18电子分子，请用电子式表示该分子的形成过程： 。 (4)元素⑦⑧⑨的简单离子半径由大到小的顺序是 (用离子符号表示)， (5)元素⑨的最高价氧化物的水化物与元素⑥的单质反应的化学方程式为： 。 (6)元素的非金属性⑩ ⑧(填“>”或“<”)；下列事实不能证明上述结论的是 。 A．元素⑧的单质与⑩的气态氢化物的水溶液反应，溶液变为橙黄色 B．元素⑧的气态氢化物的水溶液的酸性比元素⑩的弱 C．元素⑧和⑩的气态氢化物受热分解，前者的分解温度高 D．元素⑧的最高价氧化物的水化物的酸性比元素⑩的强 E．元素⑧的气态氢化物的还原性比元素⑩的弱 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第二节 原子结构与元素的性质 题型01 元素周期律、元素周期表和元素周期系 题型02 半径大小的比较 题型03 电离能、电负性及应用 题型04 元素“位、构、性”的关系 题型01 元素周期律、元素周期表和元素周期系 【典例1】C 【变式1-1】(1) (2) 【变式1-2】(1)镁、钾 【变式1-3】(1) (2) (3) (4) (5) (6)CD 题型02 半径大小的比较 【典例2】D 【变式2-1】B 【变式2-2】A 【变式2-3】O<S<Al 题型03 电离能、电负性及应用 【典例3】C 【变式3-1】(1)①H N O Na Al Cu ②O＞N＞H ③N＞O＞Al＞Na (2)Al (3) ds 价层电子排布通式为 (n-1)d10ns1～2，次外层 d 轨道全充满，最外层电子数不超过2 【变式3-2】B 【变式3-3】(1)同周期从左到右，元素电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素电负性逐渐减小 (2) (3) A BCD 测定各物质在熔融状态下能否导电，若能导电则为离子化合物，若不能导电则为共价化合物 (4) 负 Cl的电负性大于P的电负性 (5) Mg、Si、S Si、S 题型04 元素“位、构、性”的关系 【典例4】C 【变式4-1】D 【变式4-2】D 【变式4-3】(1)第二周期ⅣA族 (2)KOH (3) (4)S2-、Cl-、K+ (5)2KOH+2Al+2H2O=2KAlO2+3H2↑ (6) < B 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第二节 原子结构与元素的性质 题型01 元素周期律、元素周期表和元素周期系 题型02 半径大小的比较 题型03 电离能、电负性及应用 题型04 元素“位、构、性”的关系 题型01 元素周期律、元素周期表和元素周期系 一.元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，其本质是原子核外电子排布的周期性变化，这是元素性质周期性递变的根本原因。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，通过表格形式系统呈现元素的原子序数、核外电子排布、化合价、金属性与非金属性等性质的递变规律，便于快速查找、对比和推断元素性质。元素周期系是指按原子序数递增的顺序，将电子层数相同的元素排成横行（周期），最外层电子数相同的元素排成纵列（族），形成的完整元素分类体系，包含7个周期、16个族（7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族、1个0族）。 【关键要点】元素金属性强弱的判断方法： 1、根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。 ②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。 2、根据金属活动性顺序判断 金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。 3、根据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。 4、金属单质间的置换反应 较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来，如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu。 5、根据离子的氧化性强弱判断 金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱，如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu＜Fe。 6、根据元素原子的失电子能力，元素原子失电子能力越强，则元素的金属性越强。 元素非金属性强弱的判断方法 1、根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。 ②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 2、根据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。 ②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。 3、非金属单质间的置换反应 活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来，如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl＞Br。 4、根据离子的还原性强弱判断 非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱，如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl＞I。 5、根据元素原子的得电子能力，元素原子得电子能力越强，则元素的非金属性越强。 二.元素周期表的分区方法 1．按电子排布分区 按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(ⅠB族、ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB族、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核外电子因先填充满(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如图所示。 元素周期表的分区 2．按金属元素与非金属元素分区 （1）金属、非金属在元素周期表中的位置 沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，线的右边是非金属元素。非金属元素主要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图所示)。 （2）金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属交界处的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为准金属或半金属(一般可用作半导体材料)。 【典例1】（25-26高二上·天津·阶段检测）中国科学家首次在月球上发现新矿物，并将其命名为“嫦娥石[]”。（钇）是金属元素。下列说法不正确的是 A．是一种磷酸盐 B．电负性，嫦娥石中P显正价，O显负价 C．在元素周期表中，O、P、均属于s区元素 D．基态P原子核外有9种空间运动状态不同的电子 【答案】C 【详解】A．由金属阳离子和构成，属于磷酸盐，A正确； B．同主族元素从上到下电负性减小，电负性，同一周期元素从左到右电负性增大，电负性，因此电负性，化合物中电负性更大的元素显负价，因此嫦娥石中显正价，显负价，B正确； C．元素周期表中，、属于p区元素，属于d区元素，三者均不属于s区元素，C错误； D．基态原子的电子排布式为，核外共有9个不同轨道，每个轨道对应一种电子空间运动状态，故有9种空间运动状态不同的电子，D正确； 故选C。 【变式1-1】（25-26高三上·天津滨海新区·阶段检测 节选）下表是元素周期表的一部分，用化学用语回答下列问题： (1)⑩元素最高价氧化物对应的水化物的化学式是______。 (2)元素①、②、③的简单氢化物的稳定性最强的是______。 【答案】(1) (2) 【分析】由元素在周期表中的相对位置可知，①为N元素、②为O元素、③为F元素、④为Na元素、⑤为Al元素、⑥为Si元素、⑦为P元素、⑧为S元素、⑨为Cl元素、⑩为Br元素。 【详解】（1）溴元素的最高价氧化物对应的水化物是化学式为的高溴酸； （2）同周期元素，从左到右非金属性依次增强，简单氢化物的稳定性依次增强，则氮元素、氧元素、氟元素的简单氢化物的稳定性最强的是氟化氢。 【变式1-2】（25-26高二上·天津·阶段检测 节选）下图为元素周期表的一部分，请参照元素①~⑧在表中的位置，回答下列问题： (1)上图中属于s区的元素是__________________________(填元素名称)。 【答案】(1)镁、钾 【分析】根据元素在周期表中的位置，①②③④⑤⑥⑦⑧分别是O元素、F元素、Mg元素、Al元素、S元素、K元素、Cr元素、Zn元素。 【详解】（1）ⅠA、ⅡA族元素是s区，则属于s区元素的是镁、钾。 【变式1-3】（25-26高三上·天津宝坻·阶段检测）下表是元素周期表的一部分，用化学用语回答下列问题：                族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 2 ① ② 3 ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ 4 ⑩ ⑪ ⑫ (1)在这些元素的最高价氧化物对应水化物中，酸性最强的是______，碱性最强的是______。 (2)②、③、⑤的原子半径由大到小的顺序为____________________________________。 (3)写出⑫的价电子排布图____________________________________。 (4)用电子式表示出④的氯化物的形成过程______。 (5)写出单质③在空气中燃烧生成产物的电子式________________________。 (6)下列说法中能比较元素S与Cl的非金属性强弱的是______(填字母)。 A．HCl的溶解度比H2S大 B．HCl的酸性比H2S强 C．HCl的热稳定性比H2S强 D．Cl2与铁反应生成FeCl3，同样条件S与铁反应生成FeS 【答案】(1) (2) (3) (4) (5) (6)CD 【分析】根据元素周期表位置推断：①为，②为，③为，④为，⑤为，⑥为，⑦为，⑧为，⑨为，⑩为，⑪为，⑫为； 【详解】（1）元素的非金属性越强，最高价氧化物对应水化物酸性越强，无正化合价，不能形成最高价含氧酸，表中非金属性最强，故酸性最强的是；金属性越强，最高价氧化物对应水化物碱性越强，表中金属性最强，所以碱性最强的是； （2）微粒电子层数越多原子半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大原子半径越小。②是，电子层数为2；③是，⑤是，二者电子层数为3，同周期从左向右原子半径减小，所以原子半径，综上三者原子半径由大到小顺序； （3）⑫为，原子序数35，位于第四周期ⅦA族，价电子排布式。依据泡利不相容原理，轨道排布2个自旋方向相反电子；依据洪特规则，三个轨道，两个轨道各填充自旋相反成对电子，剩余一个轨道填充单电子。价电子排布图为； （4）④是，它的氯化物是，属于离子化合物。原子失去最外层2个电子变为，2个原子各得到1个电子形成，阴阳离子依靠离子键结合。电子式表示形成过程：； （5）③为，钠单质在空气中燃烧生成过氧化钠，属于离子化合物，由与过氧根离子构成，过氧根内部两个氧原子之间存在非极性共价键，其电子式为； （6）A．氢化物溶解度属于物理性质，和非金属性无关，不能用来比较非金属性强弱，A不符合题意； B．氢化物水溶液酸性强弱，不能用来比较非金属性强弱，B不符合题意； C．热稳定性强于，说明非金属性更强，C符合题意； D．可以将氧化为价，仅把氧化为价，说明氧化性大于，非金属性更强，D符合题意。 题型02 半径大小的比较 原子半径、离子半径的大小比较，核心依据是核电荷数、电子层数、电子构型三个因素，三者共同决定半径大小，优先级为：电子层数>核电荷数>电子构型（相同电子层结构时）。原子半径是指原子核对核外电子的吸引作用与电子间排斥作用平衡时，原子的平均半径，离子半径则是离子在晶体或溶液中的平均半径，分为阳离子半径和阴离子半径。 基本规律 1．三看法比较粒子半径大小 (1)一看电子层数：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。 如r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。 (2)二看核电荷数：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (3)三看电子数：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 如r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)；r(Cl)<r(Cl－)。 2．对微粒半径的认识误区 (1)微粒半径受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。 (2)对于同一种元素，并不是原子半径一定大于或小于离子半径。如r(Cl)<r(Cl－)；r(Na)>r(Na＋)。 【典例2】（25-26高一上·天津·阶段检测）硒(Se)是一种人体必需的元素，硒位于第四周期且与硫同主族，关于硒元素及其化合物的有关说法不正确的是 A．硒原子的半径比硫原子的大 B．的还原性比HCl的强 C．能与NaOH溶液反应 D．可以使酸性高锰酸钾溶液褪色 【答案】D 【详解】A．同主族元素从上到下电子层数增多，原子半径逐渐增大，位于的下一周期，故硒原子半径比硫原子大，A不符合题意； B．非金属性：，非金属性越强，对应简单气态氢化物的还原性越弱，故的还原性强于，B不符合题意； C．属于酸性氧化物，可与碱反应生成盐和水，故能与溶液反应，C不符合题意； D．中为+6价，是的最高价态，无还原性，不能被酸性高锰酸钾氧化，故无法使酸性高锰酸钾溶液褪色，D符合题意； 故选D。 【变式2-1】（25-26高二上·天津河西·阶段检测）对于第VIIA族元素，从上到下，下列说法不正确的是 A．电负性逐渐减小 B．氢化物水溶液的酸性逐渐减弱 C．第一电离能逐渐减小 D．原子半径逐渐增大 【答案】B 【详解】A．同主族元素从上到下，原子核对最外层电子的吸引作用总体减弱，电负性逐渐减小，A正确； B．卤化氢中H-X键的键能逐渐减小，在水中的电离程度逐渐增大，水溶液酸性逐渐增强，B错误； C．同主族元素从上到下，原子核对最外层电子的吸引作用总体减弱，第一电离能逐渐减小，C正确； D．同主族元素从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，D正确； 故选B。 【变式2-2】（24-25高一下·天津·期末）下列关于物质性质的比较，错误的是 A．酸性强弱： B．原子半径大小： C．氢化物稳定性： D．金属性强弱： 【答案】A 【详解】A．同周期主族元素，从左往右元素非金属性随着原子序数增大而增强，元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，非金属性Cl＞S，因此酸性：，A错误； B．同周期主族元素，从左往右，原子半径随着原子序数增大而减小，原子半径大小：，B正确； C．同一主族元素，从上往下元素非金属性逐渐减弱，而元素的非金属性越强，其最简单氢化物的稳定性越强，非金属性O＞S，最简单氢化物稳定性：，C正确； D．同周期主族元素，从左往右元素金属性随着原子序数增大而减弱，金属性：，D正确； 故选A。 【变式2-3】（25-26高二上·天津·阶段检测 节选）下图为元素周期表的一部分，请参照元素①~⑧在表中的位置，回答下列问题： ①、④、⑤三种元素的原子半径由小到大的顺序为_________________________(用元素符号表示)。 【答案】O<S<Al 【分析】根据元素在周期表中的位置，①②③④⑤⑥⑦⑧分别是O元素、F元素、Mg元素、Al元素、S元素、K元素、Cr元素、Zn元素。 【详解】电子层数越多，原子半径越大，若电子层数相同，质子数越多，原子半径越小，O、Al、S原子半径由小到大的顺序为O<S<Al。 题型03 电离能、电负性及应用 一、电离能 1.电离能是指气态基态原子或离子失去一个电子所需要吸收的最低能量，单位为kJ/mol，分为第一电离能（基态气态原子失去最外层第一个电子的能量）、第二电离能（失去第二个电子的能量）等，通常所说的电离能特指第一电离能。电离能的大小反映了原子失去电子的难易程度，电离能越大，原子越难失去电子，金属性越弱；电离能越小，原子越易失去电子，金属性越强。 基本规律：电离能规律 (1)第一电离能规律 ①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势(第ⅡA、ⅤA族与其相邻主族相比出现“异常”)。 ②同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。 (2)逐级电离能规律 ①同一原子的逐级电离能越来越大。 元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态基态正离子后，半径减小，核对电子的吸引力增大，所以再失去第二个、第三个电子更加不易，所需要的能量依次增大。 ②当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。 二.电负性 1．电负性变化规律 一般来说，同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 2．电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 (2)判断化合物中元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价易呈正值； ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价易呈负值。 (3)判断化学键及化合物类型 ①若两成键元素电负性差值大于1.7，通常形成离子键，该化合物为离子化合物； ②若两成键元素电负性差值小于1.7，通常形成共价键，该化合物为共价化合物。 【典例3】（25-26高二上·天津和平·阶段检测）现有4种元素的基态原子的电子排布式如下：①；②；③；④。则下列比较中，正确的是 A．第一电离能：②>①>④>③ B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：②>①>④>③ D．最高正化合价：②>①>④>③ 【答案】C 【分析】首先根据电子排布式判断元素：①为元素，②为元素，③为元素，④为元素； 【详解】A．第一电离能规律是同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下第一电离能减小，Mg的轨道为全满稳定结构，Al的轨道只有1个电子易失去，Mg的第一电离能大于Al，N的第一电离能小于F，所以第一电离能，即，A错误； B．电子层数越多半径越大，电子层数相同，核电荷数越大半径越小，与的电子层数为3，且的核电荷数更大，原子半径，N和F的电子层数为2，且的核电荷数更大，原子半径，所以原子半径，即，B错误； C．同周期从左到右电负性增大，同主族从上到下电负性减小，所以四种元素电负性顺序为，即，C正确； D．非金属性极强，无正化合价，最高正价为+5，最高正价为+3，最高正价为+2，故最高正化合价顺序为 ，即，D错误； 故选C。 【变式3-1】（25-26高三上·天津河北·阶段检测）已知A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的前四周期元素。其中A是宇宙中含量最多的元素；B元素原子最高能级的不同轨道都有电子，并且自旋方向相同；C元素原子的价层电子排布是；D元素原子中只有两种形状的电子云，最外层只有一种自旋方向的电子；E与D的最高能层数相同，但其最外层电子数等于其能层数。F元素原子的最外层只有一个电子，其次外层内的所有轨道的电子均成对。 (1)请用元素符号完成下列空白： ①元素：A______、B______、C______、D______、E______、F______。 ②A、B、C三种元素的电负性：______(按由大到小排列)。 ③B、C、D、E 4种元素的第一电离能：_______(按由大到小排列)。 (2)下表是A~F元素中某种元素的部分电离能，由此可判断该元素是_______。 元素 电离能/(kJ/mol) I1 I2 I3 I4 I5 某种元素 578 1817 2745 11575 14830 (3)F元素位于周期表的_______区，此区元素的价电子层结构特点是_______。 【答案】(1)①H N O Na Al Cu ②O＞N＞H ③N＞O＞Al＞Na (2)Al (3) ds 价层电子排布通式为 (n-1)d10ns1～2，次外层 d 轨道全充满，最外层电子数不超过2 【分析】已知A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的前四周期元素。 A：宇宙中含量最多的元素是H(氢)，原子序数为1； C：价层电子排布为 nsnnp2n，n=2，可得价电子排布为 2s22p4，即O(氧)，原子序数为8； B：原子序数在H(1)和O(8)之间，且最高能级(2p)的不同轨道都有电子，且自旋方向相同。B的电子排布应为 1s22s22p3，即N(氮)，原子序数为7； F：原子序数最大，为第四周期元素，最外层只有一个电子，其次外层所有轨道电子均成对，则F的电子排布为[Ar]3d104s1，即Cu(铜)，原子序数为29； D：原子序数大于O(8)，且只有两种形状的电子云（s和p），最外层只有一种自旋方向的电子，说明最外层电子排布为。因此D可能是Na () 或 K ()。如果D是K(19)，则E的最高能层数是4，最外层电子数是4，即E是Ge(32)。但F是Cu(29)，这与原子序数依次增大的条件矛盾。因此D只能是Na(钠)，原子序数为11； E：与D(Na)的最高能层数相同(均为3)，且价层电子数等于电子层数(3)。E的电子排布为 3s23p1，即Al(铝)，原子序数为13。以此解答。 【详解】（1）①根据前面分析得到元素：A为H、B为N、C为O、D为Na、E为Al、F为Cu； ②根据同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，因此A(H)、B(N)、C(O)三种元素的电负性由大到小的顺序是：O＞N＞H； ③根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第IIA族大于第IIIA族(s能级电子能量更小)，第ⅤA族大于第VIA族(p轨道半充满更加稳定)，同主族从上到下第一电离能逐渐减小，B、C、D、E四种元素的第一电离能由大到小的顺序是：N＞O＞Al＞Na。 （2）该元素的 I4(第四电离能)突然增大，说明该元素失去3个电子后达到稳定结构，最外层电子数为3，结合上述推断，该元素为 Al(铝)。 （3）F为Cu，价电子排布式为 3d104s1，位于第IB族，位于周期表的 ds区； ds区元素的价层电子结构特点：价层电子排布通式为 (n-1)d10ns1～2，次外层 d 轨道全充满，最外层电子数不超过2。 【变式3-2】（25-26高三上·天津河西·期末）第三周期部分相邻的主族元素第一电离能随原子序数递增的变化趋势如图所示。下列说法正确的是 A．金属性：X>W B．简单氢化物稳定性：Z＜Q C．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>Z D．W元素基态原子的价层电子轨道表示式为 【答案】B 【分析】由第三周期主族元素第一电离能变化趋势及特殊点Mg的3s轨道全满、P的3p轨道半满，第一电离能反常高，可推断出W为Mg，X为Al，Y为Si，Z为P，Q为S。 【详解】A．同周期主族元素从左到右金属性逐渐减弱，Mg的金属性强于Al，A错误； B．Z、Q的简单氢化物分别为PH3、H2S，稳定性：PH3＜H2S，B正确； C．同周期主族元素从左到右最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，则酸性：H2SiO3＜H3PO4，C错误； D．W为Mg，其价层电子排布式为：，基态原子的价层电子轨道表示式为，D错误； 故选B。 【变式3-3】（25-26高三上·天津·开学考试）已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。 (1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_______。 (2)通过分析电负性变化规律，确定镁元素电负性的最小范围是_______。 (3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物。属于离子化合物的是_______(填字母，下同)；属于共价化合物的是_______；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：_______。 A．    B．    C．    D．SiC (4)在P与Cl组成的化合物中，氯元素显_______(填“正”或“负”)价，理由是_______。 (5)写出表中位于第三周期且第一电离能介于Al和P之间的元素符号_______，其中有2个未成对电子的是_______。 【答案】(1)同周期从左到右，元素电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素电负性逐渐减小 (2) (3) A BCD 测定各物质在熔融状态下能否导电，若能导电则为离子化合物，若不能导电则为共价化合物 (4) 负 Cl的电负性大于P的电负性 (5) Mg、Si、S Si、S 【分析】围绕电负性核心概念展开，依据表格给出的各元素电负性数值，结合“电负性差值 1.7 区分离子键、共价键”的已知规则，综合考查元素周期律、化学键类型判断、化合价成因、第一电离能递变规律，据此分析回答下列问题。 【详解】（1）由表格中同周期和同主族元素的电负性数据可推知，随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：故答案为同周期从左到右，元素电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素电负性逐渐减小。 （2）根据电负性的递变规律：同周期元素从左到右，元素电负性逐渐变大；同主族元素从上到下，元素电负性逐渐变小。在第三周期中电负性：，即；在第IIA族中：，即。综合可知镁元素电负性的最小范围是0.9~1.5。 （3）根据已知条件及表中数值：中元素的电负性差值为，形成离子键，为离子化合物，故选A；、、中元素的电负性差值分别为、、，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物，故选BCD。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电，离子化合物在熔融状态下以自由移动的离子形式存在，可以导电，但共价化合物不能。由此可设计实验为：测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物。 （4）在P与Cl组成的化合物中，由于Cl的电负性（3.0）大于P（2.1），Cl对键合电子的吸引能力强，共用电子对偏向Cl，故Cl元素显负价。 （5）同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加呈增大趋势，但第IIA族（轨道全满）大于第IIIA族，第VA族（轨道半满）大于第VIA族。因此第三周期第一电离能顺序为。表中位于第三周期且第一电离能介于Al和P之间的元素有Mg、Si、S。Mg的价电子排布为，未成对电子数为0；Si的价电子排布为，未成对电子数为2；S的价电子排布为，未成对电子数为2。故其中有2个未成对电子的是Si、S。 题型04 元素“位、构、性”的关系 元素的位置（周期表中的位置）、结构（原子结构，含核外电子排布、核电荷数、原子半径等）、性质（金属性、非金属性、化合价、电离能、电负性等）三者相互关联、相互制约，构成了元素周期律的核心逻辑，也是高中化学元素推断题的解题关键，简称“位-构-性”三角关系。其中，原子结构决定元素在周期表中的位置，原子结构也直接决定元素的性质，元素在周期表中的位置可反映并推断元素的原子结构和性质。 【关键要点】：元素周期表中“位构性”的核心关系的是：位置决定结构，结构决定性质；反过来，性质可推断结构，结构能确定位置，三者相互关联、相互印证。 具体关联可通过两个关键维度理解： 1.位置 → 结构：元素在周期表中的位置（周期数、主族序数）直接对应原子结构。 周期数 = 原子的电子层数，主族序数 = 原子的最外层电子数=最高正价（核心规律，适用于主族元素）。 2.结构 → 性质：原子的最外层电子数（结构核心）决定元素的化学性质。比如最外层1个电子（IA族）易失电子，显金属性；最外层7个电子（VIIA族）易得电子，显非金属性。 【典例4】（25-26高二下·天津·期中）科学家合成出了一种新化合物(如图所示)，其中W、X、Y、Z为同一短周期元素，Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半。下列叙述正确的是 A．WZ的水溶液呈碱性 B．元素非金属性的顺序为 C．W在短周期元素中，电离能和电负性都是最小的 D．该新化合物中Y不满足8电子稳定结构 【答案】C 【分析】W、X、Y、Z为第三周期元素，W为+1价阳离子则W是Na；X形成4个共价键，为第ⅣA族元素即Si；Z最外层电子数是X核外电子数的一半，X核外电子数为14，故Z最外层7个电子，Z为Cl；根据化合物电荷和价键结构，Y为P。 【详解】A．WZ为NaCl，是强酸强碱盐，水溶液呈中性，A错误； B．同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，非金属性顺序为，即，B错误； C．W为Na，短周期中同主族从上到下电离能、电负性减小，同周期从左到右电离能、电负性总体增大，Na的电离能和电负性均为短周期最小，C正确； D．Y为P，最外层有5个电子，形成2个共价键，加上阴离子带的1个负电荷，最外层电子数为，满足8电子稳定结构，D错误； 故选C。 【变式4-1】（25-26高三上·天津·阶段检测）短周期主族元素R、W、X、Y、Z的原子序数依次增大，R是VA族元素，W、X最外层电子数之和为13，Y是同周期主族元素中半径最大的元素，Z的最外层电子数是Y的最外层电子数的3倍。下列说法不正确的是 A．原子半径： B．Y、Z的最高价氧化物对应的水化物可在水溶液中发生反应 C．R、W、X第一电离能： D．W的简单气态氢化物的热稳定性比X的强 【答案】D 【分析】短周期主族元素原子序数依次增大，R为ⅤA族元素，Y是同周期主族元素中半径最大的元素，则Y为；Z最外层电子数是Y的3倍，则Z为；W、X最外层电子数之和为13且原子序数小于，则W为、X为；R原子序数小于W且为ⅤA族，则R为。 【详解】A．同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大，原子半径顺序为，即，A正确； B．Y的最高价氧化物对应水化物为，Z的为，二者在水溶液中可发生反应，B正确； C．同周期主族元素第一电离能呈增大趋势，的2p轨道为半满稳定结构，第一电离能大于相邻的，故第一电离能顺序为，即，C正确； D．非金属性越强简单气态氢化物热稳定性越强，非金属性，故的热稳定性弱于，即W的简单气态氢化物热稳定性比X的弱，D错误； 故选D。 【变式4-2】（25-26高三上·天津·阶段检测）X、Y、Z、W、Q是原子序数依次增大的短周期主族元素，基态X原子核外有7种运动状态不同的电子，基态Y原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，Z的基态原子有1个未成对电子，W是短周期金属性最强的元素，Z和Q同主族。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．电负性： C．简单气态氢化物的热稳定性： D．简单离子半径： 【答案】D 【分析】首先推断元素：基态X核外有7种运动状态不同的电子，故X为；Y最外层电子数是电子层数的3倍，故Y为；W是短周期金属性最强的元素，故W为；Z原子序数介于O和Na之间、基态有1个未成对电子，故Z为；Z和Q同主族，故Q为。 【详解】A．同周期第一电离能整体呈增大趋势，但的2p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于，即第一电离能，A错误； B．同主族从上到下电负性递减，故电负性，即，B错误； C．非金属性越强，简单气态氢化物热稳定性越强，非金属性，故稳定性，即，C错误； D．和电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径，即，D正确； 故选D。 【变式4-3】（24-25高一上·天津·期末）1869年俄国化学家门捷列夫制出第一张元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力，历经一百多年。元素周期表体现了元素位、构、性的关系，揭示了元素间的内在联系。如图是元素周期表的一部分，回答下列问题： (1)元素②在周期表中的位置 (2)元素⑤和⑨的最高价氧化物的水化物中，碱性较强的是 (填化学式)。 (3)元素①与⑦可形成18电子分子，请用电子式表示该分子的形成过程： 。 (4)元素⑦⑧⑨的简单离子半径由大到小的顺序是 (用离子符号表示)， (5)元素⑨的最高价氧化物的水化物与元素⑥的单质反应的化学方程式为： 。 (6)元素的非金属性⑩ ⑧(填“>”或“<”)；下列事实不能证明上述结论的是 。 A．元素⑧的单质与⑩的气态氢化物的水溶液反应，溶液变为橙黄色 B．元素⑧的气态氢化物的水溶液的酸性比元素⑩的弱 C．元素⑧和⑩的气态氢化物受热分解，前者的分解温度高 D．元素⑧的最高价氧化物的水化物的酸性比元素⑩的强 E．元素⑧的气态氢化物的还原性比元素⑩的弱 【答案】(1)第二周期ⅣA族 (2)KOH (3) (4)S2-、Cl-、K+ (5)2KOH+2Al+2H2O=2KAlO2+3H2↑ (6) < B 【分析】由题给周期表结构分析可知，①为H、②为C、③为N、④为O、⑤为Na、⑥为Al、⑦为S、⑧为Cl、⑨为K、⑩为Br,依此结合元素周期律进行分析解答。 【详解】（1）元素②为碳元素，在周期表中的位置是第二周期ⅣA族； （2）同主族元素，从上到下，元素的金属性依此减弱，即K的金属性比钠强，金属性越强，其最高价氧化物的碱性越强，因此碱性较强的是KOH； （3）硫化氢为共价化合物，分子中存在两个H-S键，用电子式表示其形成过程为：； （4）电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，钾离子、硫离子、氯离子电子层数相同，钾的核电荷数最大，则钾离子半径最小，硫离子、氯离子具有相同的电子层数，氯的核电荷数比硫的大，因而⑦⑧⑨的简单离子半径由大到小的顺序S2-、Cl-、K+； （5）氢氧化钾溶液与铝反应生成偏铝酸钾和氢气，其反应的化学方程式为：2KOH+2Al+2H2O=2KAlO2+3H2↑， 故答案为：2KOH+2Al+2H2O=2KAlO2+3H2↑； （6）同主族元素，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，因而元素的非金属性⑩＜⑧， A.元素氯的单质与溴的氢化物的水溶液反应，溶液变为橙黄色，说明有溴单质生成，说明Cl的非金属性比溴强，故A正确； B.氢化物溶液酸碱性与元素非金属性无关，如水呈中性，氨水呈碱性，硫化氢呈酸性，故B错误； C.元素非金属性与氢化物稳定性一致，元素氯的氢化物受热温度高，说明氯化氢更稳定，则氯元素非金属性比溴强，故C正确； D.元素的非金属性与最高价含氧酸的酸性一致，元素氯的最高价氧化物对应水化物的酸性比元素溴的强，说明氯元素的非金属更强，故D正确； E.元素⑧的氢化物的还原性比元素⑩的弱，说明氯元素非金属性更强，故E正确，故选B。 1 / 2 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