专题5 微观结构与物质的多样性 第一单元 第1课时 元素周期律
文档属性
| 名称 | 专题5 微观结构与物质的多样性 第一单元 第1课时 元素周期律 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 460.6KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2021-08-22 16:48:40 | ||
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文档简介
第一单元 元素周期律和元素周期表
第1课时 元素周期律
[核心素养发展目标]
1.了解元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。
2.能从物质变化的实验事实和有关数据中提取证据，能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较、得出规律性的结论。
一、原子结构与元素化合价的变化规律
1．原子序数
(1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。
(2)与其他量的关系
原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
2．原子结构的变化规律
(1)核外电子排布的变化规律
规律：随着核电荷数的递增，除H、He外元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化。
(2)原子半径的变化规律(稀有气体除外)
以元素的原子序数为横轴，元素的原子半径为纵轴，绘制折线图如下：
数据分析
规律
随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化
①原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小。
②最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
3．元素性质的变化规律
以元素的原子序数为横轴，元素的最高正化合价或最低负化合价为纵轴，绘制折线图如图所示：
数据
分析
规律
随着核电荷数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化
对于1～18号元素：
(1)元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外)
(2)|元素的最低负化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数
(3)元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8
(4)根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子数排布呈周期性变化。
(1)从Li→F、Na→Cl，元素的最高化合价呈现从＋1→＋7价的变化( )
(2)Na、Mg、Al的原子半径逐渐减小( )
(3)碳元素的最高化合价与最低化合价代数和为0( )
答案 (1)× (2)√ (3)√
1．已知下列原子的半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10
m
0.75
1.02
0.73
1.11
根据以上数据，P原子的半径可能是( )
A．1.10×10－10
m
B．0.80×10－10
m
C．1.20×10－10
m
D．0.70×10－10
m
答案 A
解析 根据原子半径的变化规律应为r(Si)＞r(P)＞r(S)，故选A。
考点 元素周期律
题点 原子半径的周期性变化规律
2．某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为( )
A．H2RO3
B．H2RO4
C．HRO3
D．H3RO4
答案 B
解析 由H2R知R元素最低价为－2价，则最高价为8－2＝＋6，故最高价氧化物对应水化物的化学式可能为H2RO4。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素化合价的变化规律
二、元素的金属性和非金属性的变化规律
1．元素的金属性变化规律
(1)判断元素金属性强弱的方法
①比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强，元素的金属性越强。
②比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强，元素的金属性越强。
(2)钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究
实验内容
实验现象及方程式
实验结论
将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中
常温下，反应剧烈，酚酞变红色
金属失电子的能力，即金属性：Na>Mg>Al
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管
①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑
②铝与冷水、热水看不到明显的变化
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管
①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑
(3)探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
①实验操作
实验操作
沉淀溶解情况
沉淀逐渐溶解
沉淀逐渐溶解
沉淀溶解
沉淀不溶解
相关反应方程式
Al(OH)3＋3HCl
===AlCl3＋3H2O
Al(OH)3＋NaOH
===NaAlO2＋2H2O
Mg(OH)2＋2HCl
===
MgCl2＋2H2O
实验结论
NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱
结论：
Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。
2．元素的非金属性变化规律
(1)判断元素非金属性强弱的方法
①比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。
②比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说，酸性越强，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。
(2)硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较
原子
Si
P
S
Cl
最高正价
＋4
＋5
＋6
＋7
最低负价
－4
－3
－2
－1
单质与H2
化合的条件
高温
较高温度
需加热
点燃或光照
从Si到Cl，与H2化合越来越容易
气态氢化物
的稳定性
SiH4很不稳定
PH3不稳定
H2S较不稳定
HCl稳定
从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强
最高价氧化物
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
H4SiO4或H2SiO3弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4最强无机酸
从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强
结论
从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强
3.11～17号元素金属性、非金属性变化规律的根本原因
元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，这种原子结构的变化，使原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(1)Na、Mg、Al的最高价氧化物对应水化物均为强碱( )
(2)PH3的稳定性比SiH4强( )
(3)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4( )
(4)最外层电子数：Na＜Al，原子半径：Na＜Al( )
答案 (1)× (2)√ (3)√ (4)×
1．在化学反应中，金属原子失电子越多，该金属的金属性越强，这句话正确吗？试举例说明。
提示 不正确。金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。
2．难失电子的原子，得电子一定容易吗？
提示 不一定。如稀有气体原子难失电子，也难得电子。
3．所有的非金属元素都有最高价含氧酸吗？
提示 不一定。氧元素和氟元素没有。
4．由H2SO4的酸性大于HClO的酸性，可推断S的非金属性大于Cl的非金属性吗？
提示 不可以。因为HClO不是Cl元素最高价氧化物对应的水化物，无法判断两者的非金属性强弱。
三、元素周期律
1．内容
随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。
2．含义
元素的性质随着元素核电荷数的递增呈现周期性变化的规律叫作元素周期律。
3．实质
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。
1．元素的以下变化随着原子序数的递增不呈现周期性变化的是( )
A．化合价
B．原子半径
C．原子的最外层电子排布
D．相对原子质量
答案 D
考点 元素周期律
题点 元素性质的周期性变化规律
2．某元素的最高正化合价与最低负化合价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为( )
A．4
B．5
C．6
D．7
答案 C
解析 设该元素最高正价为x，最低负价为y，则解得x＝6，y＝－2，
因此该原子的最外层电子数为6。
考点 元素周期律
题点 元素化合价的周期性变化规律
3．下列关于元素周期律的叙述中不正确的是( )
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次增强
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强
C．原子半径大小关系为NaD．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
答案 C
解析 Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次为1、2、3，其原子的还原性依次减弱，但离子的氧化性依次增强；P、S、Cl的最高正化合价分别为＋5、＋6、＋7，由于P、S、Cl的非金属性依次增强，其所对应的气态氢化物的稳定性也依次增强；原子半径大小关系为Na>Al>
Si>Cl；因Na、Mg、Al的金属性依次减弱，则它们的氢氧化物的碱性也依次减弱。
1．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(O、F除外)，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核外电子排布的周期性变化、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项中，只有一层电子时最外层电子数是从1到2；C项中，最低化合价从－4到－1重复出现；D项中，不包括核外电子排布的周期性变化。
考点 元素周期律
题点 元素周期律
2．下列元素的原子半径依次增大的是( )
A．Na、Mg、Al
B．Na、O、F
C．P、Si、Al
D．C、Si、P
答案 C
考点 元素周期律
题点 原子半径的变化规律
3．下列有关说法正确的是( )
A．H2SO4的酸性比HClO的酸性强，所以S的非金属性比Cl强
B．Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，所以Al比Mg活泼
C．H2S在300
℃时开始分解，H2O在1
000
℃时开始分解，说明O的非金属性比S强
D．Na和Mg与酸都能剧烈反应放出氢气，故无法比较它们的金属性强弱
答案 C
解析 A项，比较非金属性强弱时，应比较最高价氧化物对应水化物的酸性；B项，Mg比Al活泼。
考点 元素周期律
题点 元素的金属性、非金属性变化规律
4．下列各组中化合物的性质比较，不正确的是( )
A．酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4
B．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
C．稳定性：PH3＞H2S＞HCl
D．非金属性：F＞O
答案 C
解析 元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强，非金属性：Cl＞Br＞I，则酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，A项正确；元素金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性就越强，金属性：Na＞Mg＞Al，碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，B项正确；元素非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，非金属性：Cl＞S＞P，稳定性：HCl＞H2S＞PH3，C项错误；从左到右，非金属性逐渐增强，非金属性：F＞O，D项正确。
考点 元素周期律
题点 非金属性变化规律
A组 基础对点练
题组一 元素周期律
1．元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
A．元素原子半径大小呈周期性变化
B．元素相对原子质量依次增大
C．元素原子核外电子排布呈周期性变化
D．元素的最高正化合价呈周期性变化
答案 C
解析 结构决定性质，即原子的核外电子排布尤其是最外层电子排布决定了元素的性质，所以元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子核外电子排布呈周期性变化，C项正确。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
2．下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示( )
A．电子层数
B．最外层电子数
C．最高化合价
D．原子半径
答案 B
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
3．原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是( )
A．电子层数
B．最外层电子数
C．原子半径
D．元素最高正化合价
答案 C
解析 原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是原子半径，随核电荷数的递增而逐渐增大的是最外层电子数和元素最高正化合价，而电子层数均为3。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
4．下列各组元素性质递变情况不正确的是( )
A．N、P、F的原子半径依次增大
B．Li、Be、B的原子最外层电子数依次增多
C．Na、K、Rb的金属性依次增强
D．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高
答案 A
解析 F的原子半径比N、P的原子半径小，A错误；Li、Be、B原子的最外层电子数分别为1、2、3，B正确；Na、K、Rb位于元素周期表中的同一列，元素从上到下，金属性依次增强，C正确；P、S、Cl原子的最外层电子数分别为5、6、7，则P、S、Cl元素的最高化合价分别为＋5、＋6、＋7，最高化合价依次升高，D正确。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
题组二 元素化合价的变化规律
5．如图中横坐标均表示顺序排列的11～17号元素的原子序数。根据图像变化趋势判断，纵坐标表示其最高化合价的是( )
答案 C
解析 11～17号元素，随原子序数的递增，最高化合价从＋1→＋7。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素化合价的变化规律
6．下列说法正确的是( )
A．非金属元素的最高化合价不超过该元素的最外层电子数
B．非金属元素的最低负化合价的绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
D．氟原子最外层有7个电子，最高化合价为＋7价
答案 A
解析 B项，非金属元素的最低负化合价的绝对值等于8－该元素原子的最外层电子数；C项，氦(He)的最外层电子数为2，其是非金属原子；D项，氟元素无正化合价。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素化合价的变化规律
7．下列元素的常见化合价从＋1至＋3依次增大的是( )
A．H、He、Li
B．Na、Mg、Al
C．Al、Be、Na
D．N、O、F
答案 B
【考点】 元素周期律
【题点】 元素化合价的变化规律
题组三 元素的金属性和非金属性变化规律
8．下列叙述中，通常不能作为判断两种元素非金属性强弱依据的是( )
A．其气态氢化物稳定性的强弱
B．元素原子得电子能力强弱
C．其最高价氧化物对应的水化物酸性强弱
D．单质熔点的高低
答案 D
解析 熔点属于物理性质，与元素的非金属性无关。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素的金属性、非金属性强弱变化规律
9．在11～17号元素中：
(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号，下同)。
(2)金属性最强的元素是________。
(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________(填化学式，下同)。
(4)最不稳定的气态氢化物是________。
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是________。
(6)氢氧化物中具有两性的是________。
答案 (1)Cl (2)Na (3)HClO4 (4)SiH4 (5)NaOH (6)Al(OH)3
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
B组 综合强化练
1～4题是单项选择题，5～6题是不定项选择题
1．11～17号元素中的三种，已知其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列说法正确的是( )
A．原子半径：X＞Y＞Z
B．非金属性：X＞Y＞Z
C．气态氢化物稳定性：X＜Y＜Z
D．原子序数：X＜Y＜Z
答案 B
解析 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：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，得非金属性：X＞Y＞Z，B项正确；根据同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，可知三种元素的原子序数的关系为Z＜Y＜X，D项错误；同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：X＜Y＜Z，A项错误；元素非金属性越强，对应氢化物的稳定性越强，则气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3，C项错误。
考点 元素周期律
题点 元素非金属性强弱变化规律
2．1～18号元素中，某元素的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之差为4，该元素的离子与跟其核外电子排布相同的离子形成的化合物可能是( )
A．K2S
B．MgO
C．MgS
D．NaF
答案 A
解析 1～18号元素中，最高正化合价与最低负化合价的绝对值之差为4的元素是S，与S2－核外电子排布相同的离子有Cl－、K＋等，A项符合题意。
考点 元素周期律
题点 元素化合价变化规律
3．已知X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A．X的原子序数比Y的小
B．X原子的最外层电子数比Y的多
C．X的原子半径比Y的大
D．X元素的最高正化合价比Y的大
答案 C
解析 X元素可能为钾元素，Y元素可能为氯元素，则钾的原子序数大于氯，最外层电子数、最高正化合价氯大于钾。
考点 元素周期律
题点 原子结构变化规律
4．如图是部分1～18号元素原子半径与原子序数的关系图，下列说法不正确的是( )
A．离子半径：N＞Z
B．原子序数：M＜N
C．失电子能力：Y＞Z
D．单质的氧化性：N＜X
答案 C
解析 由题意知X为氟元素，Y为锂元素，Z为钠元素，M为硅元素，N为氯元素。A项，离子半径：Cl－＞Na＋，正确；B项，原子序数：Cl＞Si，正确；C项，失电子能力：Na＞Li，错误；D项，单质的氧化性：F2＞Cl2，正确。
【考点】 元素周期律
【题点】 原子半径变化规律
5．已知下表是几种常见元素的原子半径数据：
元素
C
O
Na
Mg
Si
原子半径/nm
0.077
0.073
0.154
0.130
0.111
下列说法正确的是( )
A．随着核电荷数的增加，原子半径逐渐增大
B．元素F的原子半径在0.073～0.154
nm之间
C．最外层电子数相同的元素，电子层数越多，原子半径越大
D．Mg2＋的半径大于Mg的半径
答案 C
解析 原子核外电子层数相同的元素原子，核电荷数越大，原子半径越小，A项错误；F的原子半径比O的小，即小于0.073
nm，B项错误；最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，C项正确；Mg2＋的半径小于Mg的半径，D项错误。
【考点】 元素周期律
【题点】 原子半径变化规律
6．如图是1～18号元素原子(用字母表示)最外层电子数与原子序数的关系图。下列说法不正确的是( )
A．氢化物沸点：H2XB．含氧酸酸性：HWO＞H2RO4
C．气态氢化物的稳定性：HY＞HW＞H2R
D．原子半径：Z＞R＞X＞Y
答案 AB
解析 根据图中元素原子最外层电子数与原子序数的关系可知，X为O元素，Y为F元素，Z为Na元素，R为S元素，W为Cl元素。H2X为H2O，H2R为H2S，结合常温下H2O为液态，H2S为气态可知沸点：H2X＞H2R，A错误；HWO为HClO，HClO为弱酸，H2RO4为H2SO4，H2SO4为强酸，酸性：HWO＜H2RO4，B错误；非金属性：F＞Cl＞S，所以氢化物的稳定性HF＞HCl＞H2S，C正确，原子半径Na＞S，O＞F，Na原子、S原子均为3个电子层，O原子、F原子均为2个电子层，故D正确。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
7．在水溶液中，YO和S2－发生反应的离子方程式如下：
YO＋3S2－＋6H＋===Y－＋3S↓＋3H2O
(1)YO中Y元素的化合价为________价。
(2)Y元素原子的最外层电子数是________。
(3)比较S2－和Y－的还原性：____________。
答案 (1)＋5 (2)7 (3)S2－＞Y－
解析 (1)根据电荷守恒得－n＋(－2)×3＋1×6＝－1，得n＝1，代入YO中求得Y的化合价为＋5价。
(2)由(1)及化学方程式知，Y有＋5价、－1价两种价态，由于Y存在Y－，－1价将是Y元素的最低化合价，其最外层电子数为8－1＝7。另外，由于无法确定＋5价是否为Y元素的最高化合价，所以不能用＋5价确定Y元素原子的最外层电子数。
(3)在该反应中还原剂为S2－，还原产物为Y－，故还原性：S2－＞Y－。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
第1课时 元素周期律
[核心素养发展目标]
1.了解元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。
2.能从物质变化的实验事实和有关数据中提取证据，能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较、得出规律性的结论。
一、原子结构与元素化合价的变化规律
1．原子序数
(1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。
(2)与其他量的关系
原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
2．原子结构的变化规律
(1)核外电子排布的变化规律
规律：随着核电荷数的递增，除H、He外元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化。
(2)原子半径的变化规律(稀有气体除外)
以元素的原子序数为横轴，元素的原子半径为纵轴，绘制折线图如下：
数据分析
规律
随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化
①原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小。
②最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
3．元素性质的变化规律
以元素的原子序数为横轴，元素的最高正化合价或最低负化合价为纵轴，绘制折线图如图所示：
数据
分析
规律
随着核电荷数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化
对于1～18号元素：
(1)元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外)
(2)|元素的最低负化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数
(3)元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8
(4)根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子数排布呈周期性变化。
(1)从Li→F、Na→Cl，元素的最高化合价呈现从＋1→＋7价的变化( )
(2)Na、Mg、Al的原子半径逐渐减小( )
(3)碳元素的最高化合价与最低化合价代数和为0( )
答案 (1)× (2)√ (3)√
1．已知下列原子的半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10
m
0.75
1.02
0.73
1.11
根据以上数据，P原子的半径可能是( )
A．1.10×10－10
m
B．0.80×10－10
m
C．1.20×10－10
m
D．0.70×10－10
m
答案 A
解析 根据原子半径的变化规律应为r(Si)＞r(P)＞r(S)，故选A。
考点 元素周期律
题点 原子半径的周期性变化规律
2．某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为( )
A．H2RO3
B．H2RO4
C．HRO3
D．H3RO4
答案 B
解析 由H2R知R元素最低价为－2价，则最高价为8－2＝＋6，故最高价氧化物对应水化物的化学式可能为H2RO4。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素化合价的变化规律
二、元素的金属性和非金属性的变化规律
1．元素的金属性变化规律
(1)判断元素金属性强弱的方法
①比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强，元素的金属性越强。
②比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强，元素的金属性越强。
(2)钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究
实验内容
实验现象及方程式
实验结论
将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中
常温下，反应剧烈，酚酞变红色
金属失电子的能力，即金属性：Na>Mg>Al
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管
①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑
②铝与冷水、热水看不到明显的变化
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管
①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑
(3)探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
①实验操作
实验操作
沉淀溶解情况
沉淀逐渐溶解
沉淀逐渐溶解
沉淀溶解
沉淀不溶解
相关反应方程式
Al(OH)3＋3HCl
===AlCl3＋3H2O
Al(OH)3＋NaOH
===NaAlO2＋2H2O
Mg(OH)2＋2HCl
===
MgCl2＋2H2O
实验结论
NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱
结论：
Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。
2．元素的非金属性变化规律
(1)判断元素非金属性强弱的方法
①比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。
②比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说，酸性越强，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。
(2)硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较
原子
Si
P
S
Cl
最高正价
＋4
＋5
＋6
＋7
最低负价
－4
－3
－2
－1
单质与H2
化合的条件
高温
较高温度
需加热
点燃或光照
从Si到Cl，与H2化合越来越容易
气态氢化物
的稳定性
SiH4很不稳定
PH3不稳定
H2S较不稳定
HCl稳定
从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强
最高价氧化物
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
H4SiO4或H2SiO3弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4最强无机酸
从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强
结论
从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强
3.11～17号元素金属性、非金属性变化规律的根本原因
元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，这种原子结构的变化，使原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(1)Na、Mg、Al的最高价氧化物对应水化物均为强碱( )
(2)PH3的稳定性比SiH4强( )
(3)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4( )
(4)最外层电子数：Na＜Al，原子半径：Na＜Al( )
答案 (1)× (2)√ (3)√ (4)×
1．在化学反应中，金属原子失电子越多，该金属的金属性越强，这句话正确吗？试举例说明。
提示 不正确。金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。
2．难失电子的原子，得电子一定容易吗？
提示 不一定。如稀有气体原子难失电子，也难得电子。
3．所有的非金属元素都有最高价含氧酸吗？
提示 不一定。氧元素和氟元素没有。
4．由H2SO4的酸性大于HClO的酸性，可推断S的非金属性大于Cl的非金属性吗？
提示 不可以。因为HClO不是Cl元素最高价氧化物对应的水化物，无法判断两者的非金属性强弱。
三、元素周期律
1．内容
随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。
2．含义
元素的性质随着元素核电荷数的递增呈现周期性变化的规律叫作元素周期律。
3．实质
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。
1．元素的以下变化随着原子序数的递增不呈现周期性变化的是( )
A．化合价
B．原子半径
C．原子的最外层电子排布
D．相对原子质量
答案 D
考点 元素周期律
题点 元素性质的周期性变化规律
2．某元素的最高正化合价与最低负化合价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为( )
A．4
B．5
C．6
D．7
答案 C
解析 设该元素最高正价为x，最低负价为y，则解得x＝6，y＝－2，
因此该原子的最外层电子数为6。
考点 元素周期律
题点 元素化合价的周期性变化规律
3．下列关于元素周期律的叙述中不正确的是( )
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次增强
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强
C．原子半径大小关系为Na
答案 C
解析 Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次为1、2、3，其原子的还原性依次减弱，但离子的氧化性依次增强；P、S、Cl的最高正化合价分别为＋5、＋6、＋7，由于P、S、Cl的非金属性依次增强，其所对应的气态氢化物的稳定性也依次增强；原子半径大小关系为Na>Al>
Si>Cl；因Na、Mg、Al的金属性依次减弱，则它们的氢氧化物的碱性也依次减弱。
1．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(O、F除外)，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核外电子排布的周期性变化、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项中，只有一层电子时最外层电子数是从1到2；C项中，最低化合价从－4到－1重复出现；D项中，不包括核外电子排布的周期性变化。
考点 元素周期律
题点 元素周期律
2．下列元素的原子半径依次增大的是( )
A．Na、Mg、Al
B．Na、O、F
C．P、Si、Al
D．C、Si、P
答案 C
考点 元素周期律
题点 原子半径的变化规律
3．下列有关说法正确的是( )
A．H2SO4的酸性比HClO的酸性强，所以S的非金属性比Cl强
B．Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，所以Al比Mg活泼
C．H2S在300
℃时开始分解，H2O在1
000
℃时开始分解，说明O的非金属性比S强
D．Na和Mg与酸都能剧烈反应放出氢气，故无法比较它们的金属性强弱
答案 C
解析 A项，比较非金属性强弱时，应比较最高价氧化物对应水化物的酸性；B项，Mg比Al活泼。
考点 元素周期律
题点 元素的金属性、非金属性变化规律
4．下列各组中化合物的性质比较，不正确的是( )
A．酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4
B．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
C．稳定性：PH3＞H2S＞HCl
D．非金属性：F＞O
答案 C
解析 元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强，非金属性：Cl＞Br＞I，则酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，A项正确；元素金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性就越强，金属性：Na＞Mg＞Al，碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，B项正确；元素非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，非金属性：Cl＞S＞P，稳定性：HCl＞H2S＞PH3，C项错误；从左到右，非金属性逐渐增强，非金属性：F＞O，D项正确。
考点 元素周期律
题点 非金属性变化规律
A组 基础对点练
题组一 元素周期律
1．元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
A．元素原子半径大小呈周期性变化
B．元素相对原子质量依次增大
C．元素原子核外电子排布呈周期性变化
D．元素的最高正化合价呈周期性变化
答案 C
解析 结构决定性质，即原子的核外电子排布尤其是最外层电子排布决定了元素的性质，所以元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子核外电子排布呈周期性变化，C项正确。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
2．下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示( )
A．电子层数
B．最外层电子数
C．最高化合价
D．原子半径
答案 B
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
3．原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是( )
A．电子层数
B．最外层电子数
C．原子半径
D．元素最高正化合价
答案 C
解析 原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是原子半径，随核电荷数的递增而逐渐增大的是最外层电子数和元素最高正化合价，而电子层数均为3。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
4．下列各组元素性质递变情况不正确的是( )
A．N、P、F的原子半径依次增大
B．Li、Be、B的原子最外层电子数依次增多
C．Na、K、Rb的金属性依次增强
D．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高
答案 A
解析 F的原子半径比N、P的原子半径小，A错误；Li、Be、B原子的最外层电子数分别为1、2、3，B正确；Na、K、Rb位于元素周期表中的同一列，元素从上到下，金属性依次增强，C正确；P、S、Cl原子的最外层电子数分别为5、6、7，则P、S、Cl元素的最高化合价分别为＋5、＋6、＋7，最高化合价依次升高，D正确。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
题组二 元素化合价的变化规律
5．如图中横坐标均表示顺序排列的11～17号元素的原子序数。根据图像变化趋势判断，纵坐标表示其最高化合价的是( )
答案 C
解析 11～17号元素，随原子序数的递增，最高化合价从＋1→＋7。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素化合价的变化规律
6．下列说法正确的是( )
A．非金属元素的最高化合价不超过该元素的最外层电子数
B．非金属元素的最低负化合价的绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
D．氟原子最外层有7个电子，最高化合价为＋7价
答案 A
解析 B项，非金属元素的最低负化合价的绝对值等于8－该元素原子的最外层电子数；C项，氦(He)的最外层电子数为2，其是非金属原子；D项，氟元素无正化合价。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素化合价的变化规律
7．下列元素的常见化合价从＋1至＋3依次增大的是( )
A．H、He、Li
B．Na、Mg、Al
C．Al、Be、Na
D．N、O、F
答案 B
【考点】 元素周期律
【题点】 元素化合价的变化规律
题组三 元素的金属性和非金属性变化规律
8．下列叙述中，通常不能作为判断两种元素非金属性强弱依据的是( )
A．其气态氢化物稳定性的强弱
B．元素原子得电子能力强弱
C．其最高价氧化物对应的水化物酸性强弱
D．单质熔点的高低
答案 D
解析 熔点属于物理性质，与元素的非金属性无关。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素的金属性、非金属性强弱变化规律
9．在11～17号元素中：
(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号，下同)。
(2)金属性最强的元素是________。
(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________(填化学式，下同)。
(4)最不稳定的气态氢化物是________。
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是________。
(6)氢氧化物中具有两性的是________。
答案 (1)Cl (2)Na (3)HClO4 (4)SiH4 (5)NaOH (6)Al(OH)3
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
B组 综合强化练
1～4题是单项选择题，5～6题是不定项选择题
1．11～17号元素中的三种，已知其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列说法正确的是( )
A．原子半径：X＞Y＞Z
B．非金属性：X＞Y＞Z
C．气态氢化物稳定性：X＜Y＜Z
D．原子序数：X＜Y＜Z
答案 B
解析 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：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，得非金属性：X＞Y＞Z，B项正确；根据同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，可知三种元素的原子序数的关系为Z＜Y＜X，D项错误；同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：X＜Y＜Z，A项错误；元素非金属性越强，对应氢化物的稳定性越强，则气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3，C项错误。
考点 元素周期律
题点 元素非金属性强弱变化规律
2．1～18号元素中，某元素的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之差为4，该元素的离子与跟其核外电子排布相同的离子形成的化合物可能是( )
A．K2S
B．MgO
C．MgS
D．NaF
答案 A
解析 1～18号元素中，最高正化合价与最低负化合价的绝对值之差为4的元素是S，与S2－核外电子排布相同的离子有Cl－、K＋等，A项符合题意。
考点 元素周期律
题点 元素化合价变化规律
3．已知X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A．X的原子序数比Y的小
B．X原子的最外层电子数比Y的多
C．X的原子半径比Y的大
D．X元素的最高正化合价比Y的大
答案 C
解析 X元素可能为钾元素，Y元素可能为氯元素，则钾的原子序数大于氯，最外层电子数、最高正化合价氯大于钾。
考点 元素周期律
题点 原子结构变化规律
4．如图是部分1～18号元素原子半径与原子序数的关系图，下列说法不正确的是( )
A．离子半径：N＞Z
B．原子序数：M＜N
C．失电子能力：Y＞Z
D．单质的氧化性：N＜X
答案 C
解析 由题意知X为氟元素，Y为锂元素，Z为钠元素，M为硅元素，N为氯元素。A项，离子半径：Cl－＞Na＋，正确；B项，原子序数：Cl＞Si，正确；C项，失电子能力：Na＞Li，错误；D项，单质的氧化性：F2＞Cl2，正确。
【考点】 元素周期律
【题点】 原子半径变化规律
5．已知下表是几种常见元素的原子半径数据：
元素
C
O
Na
Mg
Si
原子半径/nm
0.077
0.073
0.154
0.130
0.111
下列说法正确的是( )
A．随着核电荷数的增加，原子半径逐渐增大
B．元素F的原子半径在0.073～0.154
nm之间
C．最外层电子数相同的元素，电子层数越多，原子半径越大
D．Mg2＋的半径大于Mg的半径
答案 C
解析 原子核外电子层数相同的元素原子，核电荷数越大，原子半径越小，A项错误；F的原子半径比O的小，即小于0.073
nm，B项错误；最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，C项正确；Mg2＋的半径小于Mg的半径，D项错误。
【考点】 元素周期律
【题点】 原子半径变化规律
6．如图是1～18号元素原子(用字母表示)最外层电子数与原子序数的关系图。下列说法不正确的是( )
A．氢化物沸点：H2X
C．气态氢化物的稳定性：HY＞HW＞H2R
D．原子半径：Z＞R＞X＞Y
答案 AB
解析 根据图中元素原子最外层电子数与原子序数的关系可知，X为O元素，Y为F元素，Z为Na元素，R为S元素，W为Cl元素。H2X为H2O，H2R为H2S，结合常温下H2O为液态，H2S为气态可知沸点：H2X＞H2R，A错误；HWO为HClO，HClO为弱酸，H2RO4为H2SO4，H2SO4为强酸，酸性：HWO＜H2RO4，B错误；非金属性：F＞Cl＞S，所以氢化物的稳定性HF＞HCl＞H2S，C正确，原子半径Na＞S，O＞F，Na原子、S原子均为3个电子层，O原子、F原子均为2个电子层，故D正确。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律
7．在水溶液中，YO和S2－发生反应的离子方程式如下：
YO＋3S2－＋6H＋===Y－＋3S↓＋3H2O
(1)YO中Y元素的化合价为________价。
(2)Y元素原子的最外层电子数是________。
(3)比较S2－和Y－的还原性：____________。
答案 (1)＋5 (2)7 (3)S2－＞Y－
解析 (1)根据电荷守恒得－n＋(－2)×3＋1×6＝－1，得n＝1，代入YO中求得Y的化合价为＋5价。
(2)由(1)及化学方程式知，Y有＋5价、－1价两种价态，由于Y存在Y－，－1价将是Y元素的最低化合价，其最外层电子数为8－1＝7。另外，由于无法确定＋5价是否为Y元素的最高化合价，所以不能用＋5价确定Y元素原子的最外层电子数。
(3)在该反应中还原剂为S2－，还原产物为Y－，故还原性：S2－＞Y－。
【考点】 元素周期律
【题点】 元素周期律