专题5 微观结构与物质的多样性 第一单元 第3课时 同主族元素的性质

第3课时　同主族元素的性质
[核心素养发展目标]　
1.知道碱金属元素、卤族元素的结构和性质，能从原子结构角度解释同主族元素性质的递变规律，形成“结构决定性质”的观念，强化宏观辨识与微观探析的学科核心素养。
2.能设计实验方案，探究同主族元素性质的递变性，提升科学探究与创新意识的学科核心素养。
一、碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构的相似性和递变性
元素名称
锂
钠
钾
铷
铯
元素符号
Li
Na
K
Rb
Cs
原子结构示意图
相似性
最外层均有1个电子
递变性
从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
2.碱金属元素物理性质的相似性和递变性
3．碱金属元素化学性质的相似性和递变性
(1)相似性：都是活泼金属，均易失去1个电子，在化合物中均为＋1价。
②碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有强碱性。
(2)递变性：根据下表中碱金属与水反应的现象，你能推测出哪些规律？
碱金属
Li
Na
K
Rb
Cs
与水反应的现象　　
反应较为缓和，锂浮在水面，并以稳定、适中的速度释放出气体
反应迅速并放热，钠融化成小球
反应迅速，伴有燃烧，轻微爆炸
剧烈反应，发生爆炸
剧烈反应，发生剧烈爆炸
(3)结论：
(1)从锂到铯，碱金属元素单质的密度依次增大(　　)
(2)碱金属具有相似的化学性质，都是活泼金属(　　)
(3)从Li→Cs，其离子的氧化性依次减弱(　　)
(4)金属钾能从氯化钠溶液中置换出钠(　　)
(5)碱金属在自然界中能以游离态存在(　　)
答案　(1)×　(2)√　(3)√　(4)×　(5)×
1．根据碱金属与水的反应探究其金属性强弱变化规律
(1)实验现象：
相同点：金属浮在水面上；金属熔成闪亮的小球；小球四处游动；发出嘶嘶的响声；反应后的溶液呈红色。
不同点：钾与水的反应有轻微爆炸声并着火燃烧。
(2)化学方程式：
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑；
2K＋2H2O===2KOH＋H2↑。
(3)实验结论：
与水反应剧烈程度：K>Na；金属的活泼性：K>Na，金属性：K>Na。
2．据报道，我国科学家通过与多个国家进行科技合作，成功研发出铯(Cs)原子喷泉钟，标志着我国时间频率基准研究进入世界先进行列。已知铯位于元素周期表中第六周期
Ⅰ
A族，根据铯在元素周期表中的位置，推断下列内容：
(1)铯的原子核外共有______个电子层，最外层电子数为______，铯的原子序数为________。
(2)铯单质与水剧烈反应，放出______色气体，同时使紫色石蕊溶液显______色，因为________
______________________________________________________________(写出化学方程式)。
(3)预测铯单质的还原性比钠单质的还原性__________(填“弱”或“强”)。
答案　(1)6　1　55　(2)无　蓝　2Cs＋2H2O===2CsOH＋H2↑　(3)强
解析　根据原子核外电子排布规律，结合铯在元素周期表中的位置知，铯原子核外电子分六层排布，分别是2、8、18、18、8、1，原子序数是55，最外层只有1个电子。铯与钠同主族，具有极强的金属性，与水反应生成氢气和氢氧化铯：2Cs＋2H2O===2CsOH＋H2↑，氢氧化铯是强碱，能使紫色石蕊溶液变蓝色。
考点　同主族元素性质的相似性和递变性
题点　碱金属元素性质的变化规律
二、卤族(ⅦA族)元素
1．卤族元素原子结构的相似性和递变性
元素名称
氟
氯
溴
碘
元素符号
F
Cl
Br
I
原子结构示意图
相似性
最外层均有7个电子
递变性
从F到I，随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
2.卤族元素单质物理性质的相似性和递变性
颜色：颜色加深
熔、沸点：逐渐升高
水溶性：逐渐减小
3．卤素单质化学性质的相似性和递变性
(1)相似性
卤族元素的原子最外层均有7个电子，得电子的能力强，容易得1个电子，其单质都具有较强的氧化性。故自然界中不存在游离态的卤素单质。
(2)递变性
①实验探究卤素单质(Cl2、Br2、I2)氧化性的强弱
实验操作
实验现象
离子方程式
溶液变为橙色
2Br－＋Cl2===2Cl－＋Br2
溶液变为棕黄色
2I－＋Cl2===2Cl－＋I2
静置后，液体分层，下层呈紫红色
2I－＋Br2===2Br－＋I2
结论：Cl2、Br2、I2单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2＞Br2＞I2，相应阴离子的还原性由强到弱的顺序是I－＞Br－＞Cl－。
由此可知，随核电荷数的递增，ⅦA族元素原子的得电子能力越来越弱，元素的非金属性越来越弱。
②从F→I，单质与氢气反应越来越难，气态氢化物的稳定性依次减弱。
③从Cl→I，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越弱。
(1)卤素单质在自然界中能以游离态存在(　　)
(2)卤素原子最外层都有7个电子，其最高正化合价都为＋7价(　　)
(3)HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次减弱(　　)
(4)卤素单质都是双原子分子(　　)
(5)随核电荷数的增加，卤素单质的熔、沸点逐渐降低(　　)
答案　(1)×　(2)×　(3)√　(4)√　(5)×
1．Ⅰ.卤素都是典型的非金属元素，其单质(X2)都具有氧化性。
(1)卤素易形成X－的原因是___________________________________________________。
(2)X2与H2化合的化学方程式是_______________________________________________，
其反应条件难易规律是______________________________________________________。
(3)将氯气通入碘化钾溶液中反应的离子方程式是________________________________。
(4)举例说明氯气的氧化性比单质溴的氧化性强：_______________________________。
Ⅱ.砹(At)属于卤族元素，下列关于砹(At)及其化合物具有的性质推测不正确的是___(填字母)。
A．单质砹易溶于某些有机溶剂
B．AgAt是难溶于水的有色固体
C．HAtO4的酸性比HClO4的弱
D．HAt难溶于水，且受热很难分解
答案　Ⅰ.(1)卤素原子的最外层都是7个电子，易得到1个电子形成稳定结构　(2)H2＋X2===2HX　随原子序数的增大，与H2化合越来越难　(3)Cl2＋2I－===2Cl－＋I2　(4)氯气能从溴化钾溶液中置换出溴：Cl2＋2KBr===2KCl＋Br2(答案合理均可)
Ⅱ.D
考点　同主族元素性质的相似性和递变性
题点　卤族元素性质的变化规律
1．同主族元素的原子结构与性质的关系
2．同周期元素的原子结构与性质的关系
三、元素周期表的金属区和非金属区
(1)分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At和Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左面是金属元素，右面是非金属元素。
(2)分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。
根据周期表中元素的金属性和非金属性递变规律分析：什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？分别位于元素周期表中的什么位置？
提示　铯的金属性最强，氟的非金属性最强，分别位于元素周期表的左下角和右上角。
1．锂(Li)是世界上最轻的金属，它属于碱金属的一种。下列说法正确的是(　　)
A．碱金属单质在氧气中燃烧，都生成过氧化物
B．Li是碱金属原子中半径最小的原子
C．Li、Na、K、Rb＋的最外层都只有一个电子
D．Na＋比Li多一个电子层
答案　B
解析　碱金属单质在氧气中燃烧，并非都能生成过氧化物，如锂在氧气中燃烧只生成氧化锂，A错误；Li是碱金属原子中半径最小的原子，B正确；Li、Na、K的最外层只有一个电子，Rb＋的最外层是8个电子，C错误；Na＋和Li的电子层数相同，都有2个电子层，D错误。
2．下列关于卤素的叙述正确的是(　　)
A．卤素是典型的非金属元素，因此不能与其他非金属元素化合
B．卤素单质越活泼，其溶、沸点就越高
C．卤素单质都能和水剧烈反应
D．卤素单质都能和H2反应，且气态氢化物的稳定性随单质氧化性的增强而增强
答案　D
解析　卤素是典型的非金属元素，能与其他非金属性较弱的非金属元素化合，例如氢气与氯气在光照条件下生成HCl，A项错误；卤素单质的相对分子质量越大，熔、沸点越高，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，单质的活泼性逐渐减弱，但相对分子质量逐渐增大，熔、沸点逐渐升高，B项错误；卤素单质与水反应的剧烈程度与其非金属性有关，只有F2能与水剧烈反应，C项错误；卤素的非金属性越强，单质的氧化性越强，对应气态氢化物的稳定性越强，D项正确。
3．根据同主族元素的性质递变规律分析下面的推断，其中错误的是(　　)
A．氯化氢比溴化氢稳定
B．硒化氢比硫化氢稳定
C．氢氧化锶比氢氧化钙的碱性强
D．铍原子的失电子能力比镁弱
答案　B
解析　氯的非金属性比溴强，故HCl的稳定性比HBr强，A项正确；硒的非金属性比硫弱，故H2Se的稳定性比H2S弱，B项错误；同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，故Sr(OH)2的碱性比Ca(OH)2的强，Be的失电子能力比Mg弱，C、D项正确。
考点　同周期、同主族元素性质的变化规律
题点　同主族元素性质的变化规律
4．元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。下列说法中正确的是(　　)
A．虚线的左侧全部是金属元素
B．非金属性最强的元素是氟，其最高价氧化物对应水化物酸性最强
C．第ⅠA元素的金属性一定强于第ⅡA元素
D．Si是半导体，Ge也可能是半导体
答案　D
解析　虚线左侧还包括非金属元素氢；F无正价，也没有含氧酸；同周期的第ⅠA元素，金属性强于第ⅡA元素，不同周期的不一定。
考点　同主族元素性质的变化规律
题点　同周期、同主族元素性质的变化规律
5．(1)常见卤素氢化物中最不稳定的是__________(写化学式)。
(2)下列单质的熔、沸点随原子序数递增而升高的是_______________________(填字母，下同)。
A．碱金属元素
B．卤族元素
(3)下列反应中，更剧烈的是__________。
A．钠与水反应
B．钾与水反应
(4)取下列溶液分装于两试管中，再分别依次加入少量氯水和少量四氯化碳，用力振荡、静置后，四氯化碳层显紫红色的是__________。
A．溴化钠溶液
B．碘化钾溶液
答案　(1)HI　(2)B　(3)B　(4)B
解析　常见卤素中碘元素的非金属性最弱，氢化物最不稳定的是HI；碱金属元素的单质熔、沸点随原子序数的递增而降低，卤素单质的熔、沸点随原子序数的递增而升高；钾比钠活泼，与水反应更剧烈；氯水与NaBr、KI溶液分别生成Br2、I2，而二者的四氯化碳溶液分别为橙红色、紫红色。
考点　同主族元素性质的变化规律
题点　卤族元素性质的变化规律
A组　基础对点练
题组一　碱金属元素
1．钾的下列性质与少量的钾保存在煤油中无关的是(　　)
A．单质钾的密度比煤油大
B．可用小刀片切割金属钾
C．钾易与空气反应
D．单质钾的还原性很强
答案　B
解析　钾沉在煤油中说明其密度比煤油大，A项有关；可用小刀片切割金属钾，说明钾的硬度较小，B项无关；钾保存在煤油中是为了防止其与空气中的氧气、水蒸气等反应，C、D项有关。
【考点】　碱金属的性质差异
【题点】　碱金属的性质对比
2．钾和钠的化学性质相似，下列说法能较好地解释这个事实的是(　　)
A．原子最外层电子数相同
B．都是金属元素
C．原子半径相差不大
D．最高化合价相同
答案　A
解析　结构决定性质，影响金属化学性质的主要因素是其原子核外电子的排布情况，尤其是最外层电子数。钾原子和钠原子的最外层电子数均为1，故对应单质的化学性质相似。
【考点】　结构决定性质
【题点】　最外层电子决定化学性质
3．下列关于碱金属的叙述错误的是(　　)
A．它们都能在空气中燃烧生成M2O(M指碱金属元素)
B．它们都能与水反应生成氢气和碱
C．随核电荷数的递增，它们所形成的阳离子的氧化性依次减弱
D．碱金属中密度最小的是锂
答案　A
解析　Na在空气中燃烧生成过氧化钠，K在空气中燃烧生成超氧化钾，A项错误；碱金属与水反应的产物均是碱和氢气，只是剧烈程度不同，B项正确；随着核电荷数的递增，碱金属元素所形成阳离子的氧化性逐渐减弱，C项正确；随着原子序数的递增，碱金属的密度呈增大趋势(K反常)，密度最小的是锂，D项正确。
【考点】　碱金属的性质差异
【题点】　碱金属的性质递变规律
题组二　卤族元素
4．某原子的结构示意图为，下列关于该原子的说法不正确的是(　　)
A．核电荷数为17
B．核外有3个电子层
C．属于非金属元素原子
D．在化学反应中容易失去1个电子
答案　D
解析　根据原子结构示意图可知核电荷数是17，A项正确；核外有3个电子层，B项正确；该元素是氯元素，属于非金属元素，C项正确；最外层电子数是7，在化学反应中容易得到1个电子达到8电子稳定结构，D项错误。
【考点】　卤族元素原子的结构特点
【题点】　卤族元素原子的结构特点
5．部分卤族元素的某种性质A随核电荷数的变化趋势如图所示，则A可能表示(　　)
A．原子半径
B．氢化物的稳定性
C．原子的电子层数
D．单质的密度
答案　B
解析　从氯到碘，原子半径逐渐增大，A项不符合题意；从HCl到HI，稳定性逐渐减弱，B项符合题意；从Cl到I，原子的电子层数逐渐增多，C项不符合题意；从Cl2到I2，单质的密度逐渐增大，D项不符合题意。
考点　同主族元素性质的变化规律
题点　卤族元素性质的变化规律
6．下列各组物质性质比较的表示中，正确的是(　　)
A．还原性：HF>HCl>HBr>HI
B．稳定性：HFC．与水反应由易到难：Cl2>Br2>I2>F2
D．密度：F2答案　
D
解析　A项应为HI>HBr>HCl>HF；B项应为HF>HCl>HBr>HI；C项应为F2>Cl2>Br2>I2。
【考点】　卤族元素的性质
【题点】　卤族元素的性质递变规律
7．下列关于卤族元素由上到下性质递变规律的叙述，正确的是(　　)
①单质的氧化性增强　②单质的颜色加深　③气态氢化物的稳定性增强　④单质的沸点升高　⑤阴离子的还原性增强
A．①②③
B．②③④
C．②④⑤
D．①③⑤
答案　
C
解析　F2、Cl2、Br2、I2的氧化性依次减弱，其对应的阴离子F－、Cl－、Br－、I－的还原性依次增强，故①叙述错误，⑤叙述正确；F2、Cl2、Br2、I2的颜色由淡黄绿色→黄绿色→深红棕色→紫黑色逐渐加深，②叙述正确；HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱，③叙述错误；F2、Cl2、Br2、I2在通常情况下其状态变化为气→液→固，则沸点逐渐升高，④叙述正确，C正确。
【考点】　卤族元素的性质
【题点】　卤族元素的性质递变规律
题组三　同周期、同主族元素性质的变化规律
8．下列有关碱金属元素和卤素的说法中，错误的是(　　)
A．溴单质与H2的反应比碘单质与H2的反应更剧烈
B．碱金属元素中，锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子得电子的能力最强
C．钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈
D．随核电荷数的增加，碱金属元素和卤素的熔、沸点都逐渐降低
答案　D
解析　溴的非金属性强于碘，故溴单质与H2的反应比碘单质与H2的反应更剧烈，A项正确；碱金属元素中，锂的金属性最弱，故锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟的非金属性最强，故氟原子得电子的能力最强，B项正确；钾的金属性比钠强，故钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，C项正确；随核电荷数的增加，碱金属元素单质的熔、沸点逐渐降低，卤素单质的熔、沸点逐渐升高，D项不正确。
考点　同周期、同主族元素性质的变化规律
题点　同主族元素性质的变化规律
9．下列结论正确的是(　　)
①原子半径：K＞Cl＞S
②氢化物稳定性：HF＞H2S＞PH3
③单质氧化性：Cl2＞S＞Si
④酸性：H2SO4＞HClO
⑤碱性：KOH＞NaOH＞Mg(OH)2
A．仅①③④
B．仅⑤
C．仅②③④⑤
D．仅①③
答案　C
解析　①Cl、S位于第三周期，原子半径：S＞Cl，K位于第四周期，所以原子半径：K＞S＞Cl，错误；②非金属性：F＞S＞P，元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，则氢化物稳定性：HF＞H2S＞PH3，正确；③非金属性：Cl＞S＞Si，元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，则单质氧化性：Cl2＞S＞Si，正确；④H2SO4是强酸，HClO是弱酸，则酸性：H2SO4＞HClO，正确；⑤金属性：K＞Na＞Mg，元素的金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则碱性：KOH＞NaOH＞Mg(OH)2，正确。
考点　同周期、同主族元素性质的变化规律
题点　同周期、同主族元素性质的变化规律
10．甲元素的原子序数是19，乙元素原子核外有2个电子层，最外层上有6个电子；丙是元素周期表第ⅠA族中金属性最弱的碱金属元素。由此推断：
(1)甲元素在元素周期表中的位置是____________________________________________。
(2)甲的单质与水反应的离子方程式为__________________________________________。
(3)乙单质与丙单质反应的化学方程式为________________________________________。
(4)甲元素和丙元素的最高价氧化物对应水化物的碱性较强的是____________(填化学式)。
答案　(1)第四周期ⅠA族　(2)2K＋2H2O===2K＋＋2OH－＋H2↑　(3)4Li＋O22Li2O　(4)KOH
解析　甲元素的原子序数是19，则甲是K元素；乙元素原子核外有2个电子层，最外层上有6个电子，因此乙的原子序数是8，即乙是O元素；丙是元素周期表第ⅠA族中金属性最弱的碱金属元素，则丙是Li元素。(1)钾元素在元素周期表中的位置是第四周期ⅠA族。(2)甲的单质与水反应的离子方程式为2K＋2H2O===2K＋＋2OH－＋H2↑。(3)乙单质与丙单质反应的化学方程式为4Li＋O22Li2O。(4)金属性：K＞Li，元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则最高价氧化物对应水化物的碱性较强的是KOH。
B组　综合强化练
1～5题是单项选择题，6～7题是不定项选择题
1．下列各性质中符合图示关系的是(　　)
①化合价　②ROH的碱性　③密度　④最外层电子数　⑤核外电子层数　⑥单质失e－能力
A．②④⑤⑥
B．②⑤⑥
C．②③⑤⑥
D．①②③⑤
答案　B
【考点】　碱金属的性质差异
【题点】　碱金属的性质递变规律
2．可能存在的第119号元素被称为“类钫”，据元素周期表结构及元素性质变化趋势，有关“类钫”的预测说法正确的是(　　)
A．“类钫”在化合物中呈＋1价
B．“类钫”属于过渡元素，具有放射性
C．“类钫”单质的密度小于1
g·cm－3
D．“类钫”单质有较高的熔点
答案　A
解析　119号元素应位于第八周期ⅠA族，属于碱金属元素，类比碱金属的性质可知A项正确。
【考点】　碱金属的性质差异
【题点】　碱金属的性质递变规律
3．下列事实不能说明X元素比Y元素的非金属性强的是(　　)
①与H2化合时X单质比Y单质容易
②X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强
③X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
④X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
⑤X元素的最高正价比Y的高
⑥气态氢化物溶于水后的酸性：X强于Y
A．②⑤⑥
B．③④⑥
C．①④⑥
D．③⑤⑥
答案　D
解析　①与H2越容易化合，则该元素的非金属性越强，正确；②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，该元素的非金属性越强，正确；③两元素如果位于同一周期，X原子最外层电子数多，则X在Y右边，则X非金属性更强，如果不在同一周期，则不一定能够判断，错误；④该置换反应说明X单质的氧化性更强，因此X的非金属性强，正确；⑤最高正价的高低不能比较非金属性的强弱，如非金属性F>Cl，但是F没有正价，错误；⑥气态氢化物的稳定性强弱可以比较元素的非金属性强弱，但是对应氢化物水溶液的酸性强弱不能比较非金属性的强弱，错误。
4．微量元素硒(Se)对人体有保健作用，我国鄂西地区含有丰富的硒矿资源。已知硒与氧同主族，与钾同周期，下列有关硒元素的性质描述错误的是(　　)
A．硒的氢化物以H2Se形式存在
B．硒的氧化物以Se2O3形式存在
C．硒的氢化物的热稳定性比硫化氢差
D．硒的最高价氧化物对应水化物的化学式是H2SeO4
答案　B
解析　Se和O同主族，性质具有相似性，其氢化物为H2Se，故A正确；Se元素位于第ⅥA族，最高化合价为＋6价，其氧化物有SeO2、SeO3，故B错误；同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，其氢化物的稳定性逐渐减弱，因此，H2Se的稳定性低于H2S，故C正确；Se元素的最高化合价为＋6价，其最高价氧化物对应水化物的化学式为H2SeO4，故D正确。
5．下列有关碱金属、卤素原子结构和性质的描述，正确的个数为(　　)
①随着核电荷数的增加，碱金属单质、卤素单质的熔、沸点依次升高；密度依次增大
②F、Cl、Br、I的最外层电子数都是7，次外层电子数都是8
③碱金属单质的金属性很强，均易与氧气发生反应，加热时生成的氧化物形式为R2O
④根据同族元素性质的递变规律推测，At2与H2化合较难，砹化银也难溶于水
⑤根据Cl、Br、I的非金属性依次减弱，可推出HCl、HBr、HI的酸性依次减弱
⑥碱金属都应保存在煤油中
⑦卤素按F、Cl、Br、I的顺序非金属性逐渐减弱的原因是随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大
⑧碳酸铯不易发生分解反应生成氧化铯和二氧化碳
A．2
B．3
C．4
D．5
答案　B
解析　碱金属单质的熔、沸点随着原子序数的递增而降低，碱金属单质的密度随着原子序数的递增呈增大趋势；卤素单质的熔、沸点随原子序数的递增而升高，密度随着原子序数递增而增大，①错误；F是9号元素，原子次外层电子数为2，最外层电子数为7，Cl、Br、I的最外层电子数都是7，次外层电子数分别是8、18、18，②错误；碱金属单质的金属性很强，均易与氧气发生反应，加热时，锂生成氧化锂，钠生成过氧化钠，③错误；砹的原子序数大于碘，根据同族元素性质的递变规律可以推测，At2与氢气化合较难，砹化银也难溶于水，④正确；元素的非金属性强弱与其对应氢化物溶液的酸性强弱无关，因此由Cl、Br、I的非金属性逐渐减弱，无法推出HCl、HBr、HI的酸性强弱，⑤错误；Li的密度比煤油小，不能保存在煤油中，应该保存在石蜡中，⑥错误；F、Cl、Br、I位于同一主族，原子序数逐渐增大，电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力减小，得电子的能力逐渐降低，故非金属性逐渐减弱，⑦正确；氧化铯是活泼金属氧化物，易和二氧化碳发生反应，所以碳酸铯不易发生分解反应生成氧化铯和二氧化碳，⑧正确。综合以上分析可知B正确。
6．关于卤素(用X表示)的下列叙述正确的是(　　)
A．卤素单质与水反应均可用X2＋H2O===HXO＋HX表示
B．HX都极易溶于水，它们的热稳定性随核电荷数增加而增强
C．卤素单质的颜色从F2→I2按相对分子质量增大而加深
D．X－的还原性依次为F－答案　C
解析　A项，F2与H2O的反应为2F2＋2H2O===4HF＋O2，不能用X2＋H2O===HXO＋HX表示；B项，HX的热稳定性随核电荷数的增加而减弱；D项，F2的性质极为活泼，遇盐溶液先和水反应，故不能将相对分子质量大的卤素从它的盐溶液里置换出来。
7．如图所示是氯气的制备以及氯、溴、碘的非金属性比较实验，充分反应一段时间后，打开装置D的活塞，将装置D中少量溶液加入装置E中，振荡，观察实验现象，已知卤族元素的单质易溶于有机溶剂苯，苯的密度小于水。下列说法正确的是(　　)
A．F2不能与NaCl溶液反应置换出氯气
B．装置B中可盛放水吸收氯气中的HCl气体
C．装置E上层呈现紫红色
D．装置E中有机试剂层呈现紫红色，能说明非金属性：Br>I
答案　AC
解析　A项，F2极易与水反应生成氟化氢和氧气，所以F2不能与NaCl溶液反应置换出氯气，正确；B项，氯气易与水反应生成次氯酸和盐酸，所以不能用水吸收氯气中的杂质，错误；C项，苯的密度比水的小，应在上层，所以装置E上层呈现紫红色，正确；D项，溴单质和碘化钾反应生成碘单质，但过量的氯气也会氧化碘离子生成碘单质，造成干扰，所以不能证明非金属性：Br>I，错误。
8．根据下图所示装置回答以下问题。已知：①KMnO4常温下与浓盐酸反应可制得Cl2。②H2SiO3不溶于水。
(1)利用如图装置可以验证元素非金属性的变化规律。图中A装置的名称是________________。干燥管D的作用是____________。
(2)实验室中现有药品Na2S、KMnO4、浓盐酸、MnO2，请选择合适药品设计实验验证氯的非金属性强于硫：烧瓶中发生反应的离子方程式为_____________________________________。
装置C中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，离子方程式为_____________________________
________________________________________________________________________。
(3)若要用此装置证明酸性：HNO3＞H2CO3＞H2SiO3，进而证明非金属性：N＞C＞Si，从以下所给物质中选出甲同学设计的实验所用到的物质：
①稀HNO3　②稀盐酸　③碳酸钙　④Na2SiO3溶液　⑤SiO2
试剂A与C分别为________(填序号)；试管中发生反应的离子方程式为__________________
________________________________________________________________________。
有同学认为此实验不能说明N、C、Si的非金属性强弱，你认为原因是_________________
________________________________________________________________________。
答案　(1)分液漏斗　防倒吸　(2)2MnO＋10Cl－＋16H＋===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O　
Cl2＋S2－===S↓＋2Cl－　(3)①、④　CO2＋H2O＋SiO===H2SiO3↓＋CO　HNO3有挥发性，也会和硅酸钠反应生成硅酸
解析　(2)设计实验验证非金属性：Cl＞S，利用氯气与Na2S的氧化还原反应可验证，则装置A、B、C中所装药品应分别为浓盐酸、KMnO4、Na2S溶液，烧瓶中发生反应的离子方程式为2MnO＋10Cl－＋16H＋===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O；装置C中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，装置C中发生反应的离子方程式为Cl2＋S2－===S↓＋2Cl－。(3)探究元素非金属性强弱，由图可知应是利用最高价含氧酸的酸性强弱比较，所以A中试剂为稀硝酸，B中为碳酸钙，C中为Na2SiO3溶液；所以试剂A、C分别为①、④。试管中为Na2SiO3溶液，向其中通入CO2生成硅酸白色沉淀，发生反应的离子方程式为CO2＋H2O＋SiO===H2SiO3↓＋CO；通入试管中的CO2气体中混有挥发出的硝酸，硝酸也能与硅酸钠溶液反应生成硅酸，无法确定CO2是否与硅酸钠溶液反应，即不能说明N、C、Si的非金属性强弱。