第四章 第二节　元素周期律 第一课时　元素性质的周期性变化规律（共89张ppt）

(共89张PPT)
第二节　元素周期律
第一课时　元素性质的周期
第四章　物质结构　元素周期律
性变化规律
【课程标准要求】　
1.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质是周期性变化的，建构元素周期律。
2.以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，了解同周期元素性质的递变规律。
3.能用原子结构解释元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。
新知自主预习
课堂互动探究
微专题
目
录
CONTENTS
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课后巩固训练
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课堂达标训练
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一、1～18号元素原子结构的周期性变化
1.原子最外层电子排布变化规律
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论
第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8，第一周期)
第二周期 3→10 第三周期 11→18 规律 随着原子序数的递增，元素原子的______________呈现周期性变化。 2
1→8
3
1→8
核外电子排布
2.元素原子半径的周期性变化
规律：同周期随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现__________的周期性变化。
由大到小
3.元素主要化合价的变化规律
原子序数 主要化合价的变化
1～2 ＋1―→0
3～10 ＋1―→______ ______―→－1―→0
11～18 ＋1―→______ ______―→－1―→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化 ＋5
－4
＋7
－4
【微自测】
1.判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)第三周期的主族元素中，原子半径最大的是Cl(　　)
(2)第三周期主族元素的最高化合价从左到右依次增大(　　)
(3)短周期元素的最外层电子数与最高化合价相等(　　)
答案　(1)×　(2)√　(3)×
二、元素金属性与非金属性的周期性变化(以第三周期为例)
1.Na、Mg金属性强弱比较
(1)钠与冷水剧烈反应：化学方程式为__________________________________。
(2)镁与冷水几乎不反应，能与______反应。化学方程式为
______________________________________。
结论：金属性Na____Mg。
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
热水
＞
2.氢氧化铝、氢氧化镁分别和盐酸、氢氧化钠的反应
(1)氢氧化铝能溶于盐酸和氢氧化钠溶液，离子方程式分别为：
______________________________________________，
______________________________________________。
(2)氢氧化镁能溶于盐酸不能溶于氢氧化钠溶液：
_______________________________________________；
结论：a.NaOH是____碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3 是______氢氧化物；
b.金属性：Na____Mg____Al。
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O
强
两性
＞
＞
3.Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较
非金属元素 Si P S Cl
最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4强酸
(酸性比H2SO4强)
酸性：________＞_________＞_________＞__________ 结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐______ HClO4
H2SO4
H3PO4
H2SiO3
增强
4.同周期元素性质递变规律
减弱
增强
三、元素周期律
(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈____________的规律。
(2)实质：元素性质的周期性变化是元素
__________________________________的必然结果。
周期性变化
原子核外电子排布呈现周期性的变化
【微自测】
2.判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)短周期元素中金属性最强的元素是Na(　　)
(2)由氯元素非金属性比硫强，可推得酸性HCl＞H2S(　　)
(3)由元素性质递变规律可知，氟元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性最强(　　)
(4)铝、氧化铝、氢氧化铝均具有两性(　　)
答案　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×
二、粒子半径大小的比较
一、主族元素性质的变化规律
一、主族元素性质的变化规律
1.两性氢氧化物
2.主族元素性质的周期性变化规律
内容 同周期(从左至右) 同主族(从上到下)
电子层数 相同 逐渐递增
最外层电子数 逐渐增多 相同
原子半径 逐渐减小(稀有气体元素除外) 逐渐增大
金属单质与水或酸 置换出H2的难易 易→难 难→易
最高价氧化物对应水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱
碱性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属气 态氢化物 形成难易 难→易 易→难
稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
元素金属性 逐渐减弱 逐渐增强
元素非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
(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)元素金属性和非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。
1.随着原子序数的递增，下列叙述正确的是(　　)
A.第二周期元素的最高正化合价由＋1→＋7→0
B.第三周期非金属元素氢化物稳定性逐渐减弱
C.碱金属元素的最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱
D.卤族元素的原子半径逐渐增大
D
解析　第二周期中，O没有最高正化合价、F没有正价，则第二周期元素的最高正化合价由＋1→＋5，故A错误；第三周期，随原子序数增大，非金属性增强，则非金属元素氢化物稳定性逐渐增强，故B错误；碱金属元素，随原子序数增大，金属性增强，则最高价氧化物对应水化物碱性逐渐增强，故C错误；卤族元素随原子序数增大，电子层数增多，则原子半径增大，故D正确。
2.X、Y是元素周期表第ⅦA族中的两种元素，下列叙述能说明X元素原子得电子能力比Y强的是(　　)
A.X的电子层数比Y的电子层数多
B.HXO4的酸性比HYO4的弱
C.HX比HY稳定
D.Y的单质能将X的单质从NaX的溶液中置换出来
C
解析　X、Y是同主族元素，X的电子层数比Y的多，则原子序数：X>Y，非金属性：XY，得电子能力；X>Y，C项正确；Y的单质能将X的单质从NaX的溶液中置换出来，说明单质氧化性：Y>X，得电子能力：Y>X，D项错误。
3.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>S
解析　非金属性Cl>S>P，则氢化物的稳定性：HCl>H2S>PH3，C项错误。
C
二、粒子半径大小的比较
查阅资料　原子半径的大小取决于两个因素：一是电子层数，电子层数越多，原子半径越大；二是核电荷数，核电荷数越大，原子半径越小。
1.试比较O和F、O和S原子半径的大小，并指出判断的依据。
提示　O和F处于第二周期，电子层数相同，F的核电荷数大于O，则O原子半径大于F；O和S处于第ⅥA族，S的电子层数大于O，则S的原子半径大于O。
2.试比较S2－和Al3＋、Na＋、Mg2＋及O2－离子半径的大小，并指出判断依据。
提示　S2－比O2－多一个电子层，则S2－半径大于O2－，Na＋、Mg2＋、O2－、Al3＋的电子层结构相同，Al3＋的核电荷数比Mg2＋大，Mg2＋的核电荷数比Na＋大，Na＋的核电荷数大于O2－，则离子半径：O2－>Na＋>Mg2＋＞Al3＋，所以离子半径：S2－＞O2－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。
粒子半径大小的比较方法
对除稀有气体元素以外的原子或离子半径大小的比较方法可总结为“三看”
(1)首先看层(即电子层数)，层少半径小[少数除外，如r(Li)>r(P)]。
(2)层同看核(即核电荷数)，核大半径小。
(3)核同看价(即化合价)，价高半径小[如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)]。
4.下列元素的原子半径最小的是(　　)
A.Na B.Al C.S D.Cl
解析　Na、Al、S、Cl均属于第三周期元素，电子层数相同，Cl的核电荷数最大，即Cl的原子半径最小。
D
5.下列各组粒子，按半径由大到小顺序排列正确的是(　　)
A.Mg、Ca、K、Na
B.S2－、Cl－、K＋、Na＋
C.Br－、Br、Cl、S
D.Na＋、Al3＋、Cl－、F－
B
解析　K、Ca比Na、Mg多1个电子层，故有r(K)＞r(Ca)＞r(Na)＞r(Mg)，A错误；S2－、Cl－、K＋三离子核外电子排布相同，核电荷数越小，离子半径越大，又因K＋比Na＋多1个电子层，故有r(S2－)＞r(Cl－)＞r(K＋)＞r(Na＋)，B正确；Br－比Br多1个电子，半径大，Br原子比Cl原子多1个电子层，故r(Br－)＞r(Br)＞r(Cl)，但r(Cl)＜r(S)，C错误；Na＋、Al3＋、F－核外电子排布相同，核电荷数越小，离子半径越大，Cl－比F－多1个电子层，故有r(Cl－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Al3＋)，D错误。
6.已知下列原子的半径：
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
A
原子 N S O Si
半径r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17
7.比较下列微粒半径大小，用“>”或“<”填空。
(1)Na________Mg________Cl
(2)Li________Na________K
(3)Na＋________Mg2＋________Al3＋
(4)F－________Cl－________Br－
(5)Cl－________O2－________Na＋________Mg2＋
(6)Fe2＋________Fe3＋
答案　(1)>　>　(2)<　<　(3)>　>　(4)<　<　(5)>　>　>　(6)>
微专题11　元素金属性、非金属性强弱的判断
1.判断元素金属性强弱的五种依据
判断元素金属性的强弱，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
金属阳离子氧 化性的强弱 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＋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五种依据
判断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
不能用来判断元素金属性或非金属性强弱的依据：
①原子失去或得到电子数目的多少；
②单质的熔点(状态)或氢化物的沸点等物理性质；
③非最高价含氧酸(如HClO、H2SO3等)的酸性；
④气态氢化物水溶液(无氧酸)的酸性。
1.下列事实与推论相符的是(　　)
D
选项 实验事实 推论
A H2O的沸点比H2S的沸点高 非金属性：O>S
B 盐酸的酸性比H2SO3的酸性强 非金属性：Cl>S
C 钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 金属性：Na>K
D HF的热稳定性比HCl的强 非金属性：F>Cl
解析　A项，H2O常温下是液体，H2S常温下是气体，沸点H2O>H2S，但沸点高低是物理性质，与元素的非金属性强弱无关，错误；B项，盐酸是无氧酸，H2SO3不是最高价含氧酸，即两者都不属于最高价氧化物的水化物，虽然盐酸比H2SO3酸性强，也不能证明非金属性：Cl>S，错误；C项，元素的金属性越强，其单质与水或酸发生反应产生氢气就越容易，则钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，则金属性：K>Na，错误；D项，元素的非金属性越强，其相应氢化物的稳定性越强，热稳定性：HF>HCl，则非金属性：F>Cl，正确。
2.(2021·哈尔滨高一检测)为说明氯比硫的非金属性强，下列事实可作依据的是(　　)
A.HCl的溶解性强于H2S
B.氯的最高价为＋7价
C.H2S中的S2－能被Cl2氧化
D.HClO的氧化性强于H2SO4
解析　比较元素的非金属性强弱可根据：元素最高价氧化物对应水化物的酸性，氢化物的还原性和稳定性强弱，非金属单质与H2化合的难易，单质的氧化性强弱等，只有C项符合要求。
C
3.下列不能说明钠的金属性比镁强的事实是(　　)
A.钠的最高化合价为＋1价，镁的最高化合价为＋2价
B.NaOH的碱性比Mg(OH)2的强
C.钠与冷水反应剧烈，镁与冷水反应缓慢
D.在熔融状态下，钠可以从MgCl2中置换出镁
A
解析　金属性是指元素原子失去电子的能力，与失电子数的多少无关，A项不能说明钠的金属性比镁的强；金属性强弱的证明方法常有：最高价氧化物对应水化物的碱性强弱(B项)、单质与水(或非氧化性酸)反应的剧烈程度(C项)、单质之间的置换反应(D项)等，所以B、C、D三项均能说明钠的金属性比镁的强。
4.下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是(　　)
A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B.A原子的电子层数比B原子的电子层数多
C.1 mol A从酸中置换出的氢气比1 mol B从酸中置换出的氢气多
D.常温时，A能从水中置换出氢气而B不能
D
解析　只指出A、B两种元素原子的最外层电子数的多少，而没有指明它们的电子层数的多少，因而不能确定A、B金属的活泼性强弱，如Li的最外层电子数比Ca的少，但不如Ca活泼，A项错误；比较金属的活泼性强弱不能只根据电子层数的多少，如Na的电子层数比Cu的少，但Na比Cu活泼，B项错误；1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多，只能说明1 mol A失去电子数比1 mol B多，而金属的活泼性强弱与原子失电子数目的多少无关，C项错误；常温时，A能从水中置换出氢气而B不能，说明A易失去电子，则A金属的活泼性肯定比B金属的活泼性强，D项正确。
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递增
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
解析　元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
C
2.元素的原子结构决定其性质，下列说法正确的是(　　)
A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价
B.原子序数为17的元素的最高化合价为＋7
C.C、N、O三种元素的最高化合价分别是＋4、＋5、＋6
D.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
解析　多数原子的最外层电子数等于元素的最高化合价，但O、F及稀有气体元素不符合该规律。
B
3.下列物质性质的比较，正确的是(　　)
A.金属性：Al>Na
B.稳定性：HF>HCl
C.酸性：H2SiO3>H2SO4
D.碱性：Al(OH)3>Mg(OH)2
解析　金属性Na>Al，A项错误；非金属性S>Si，则最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SO4>H2SiO3，C项错误；金属性：Mg>Al，则最高价氧化物对应水化物的碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3，D项错误。
B
4.已知X、Y、Z为三种原子序数相邻的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。下列说法中，不正确的是(　　)
A.气态氢化物的热稳定性：X＞Y＞Z
B.原子的得电子能力：Y＜X＜Z
C.单质的氧化性：X＞Y＞Z
D.三种元素原子的电子层数相等
B
解析　最高价氧化物对应水化物的酸性：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，所以非金属性：X＞Y＞Z，元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定，故A正确；元素非金属性越强，其原子的得电子能力越强，原子的得电子能力：X＞Y＞Z，故B不正确；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，故C正确；由题意可知，X、Y、Z元素原子的电子层数相等，故D正确。
5.下表是元素周期表中的一部分。
根据A～J在周期表中的位置，用元素符号或化学式回答下列问题：
　　　族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
一 A
二 E F H J
三 B C D G I
(1)化学性质最不活泼的元素是________，氧化性最强的单质是________，还原性最强的单质是________。
(2)最高价氧化物对应的水化物中，碱性最强的是________，酸性最强的是________，呈两性的是________。
(3)A分别与E、F、G、H、I形成的简单气态化合物中，最稳定的是________。
(4)在B、C、D、G、I中，原子半径最大的是________。
答案　(1)Ne　F2　Na　(2)NaOH　HClO4　Al(OH)3　(3)HF　(4)Na
解析　由元素在周期表中的位置可知，A为H，B为Na，C为Mg，D为Al，E为C，F为N，G为S，H为F，I为Cl，J为Ne。(1)题给元素中稀有气体元素Ne最外层电子数为8，化学性质最稳定；同周期元素自左而右金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强，而同主族元素自上而下金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱，题给元素中F的非金属性最强，故F2的氧化性最强，Na的金属性最强，其单质还原性最强。(2)题给元素中，Na的金属性最强，则其最高价氧化物的水化物NaOH的碱性最强，F元素没有含氧酸，高氯酸的酸性最强，题给元素中的最高价氧化物的水化物中只有Al(OH)3为两性。(3)非金属性越强，简单气态氢化物越稳定，C、N、S、F、Cl中F的非金属性最强，故HF最稳定。(4)原子半径：Na＞Mg＞Al＞S＞Cl。
1.元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是(　　)
A.化合价 B.原子半径
C.元素的金属性和非金属性 D.相对原子质量
解析　由元素周期律的内容知，元素的化合价、原子半径及金属性和非金属性都随着原子序数的递增呈周期性变化，而相对原子质量随原子序数的递增呈现增大的变化趋势，绝不会出现周期性的变化。
D
2.门捷列夫对化学这一学科发展的最大贡献在于发现了化学元素周期律。下列事实不能用元素周期律解释的只有(　　)
A.碱性：KOH>Ca(OH)2>Mg(OH)2
B.稳定性：H2O>H2S>H2Se
C.挥发性：HNO3>H3PO4>H2SO4
D.原子半径：P>S>Cl
C
解析　元素的金属性越强，其原子失电子能力越强，其最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性K>Ca>Mg，则碱性：KOH>Ca(OH)2>Mg(OH)2，A可以；元素的非金属性越强，其对应的气态氢化物越稳定，同主族元素非金属性O>S>Se，则稳定性：H2O>H2S>H2Se，B可以；挥发性与元素周期律无关，C不可以；同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，D可以。
3.下列说法正确的是(　　)
A.从Li→F，Na→Cl，元素的最高化合价呈现从＋1→＋7价的变化
B.同周期元素的原子半径从左至右一定依次减小
C.同周期中，第 ⅠA族元素(H除外)金属性最强，第ⅦA族元素非金属性最强
D.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强
解析　O无最高正价，F无正价，A项错误；稀有气体元素原子半径测定方式与其他元素的不同，没有可比性，B项错误；F、N、Si三种元素的非金属性依次减弱，其对应氢化物的稳定性也依次减弱，D项错误。
C
4.(2021·宁波高一检测)下列事实不能作为实验判断依据的是(　　)
A.钠和镁分别与冷水反应，判断金属性强弱
B.铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中，不能置换出铜，判断钠与铁的金属性强弱
C.酸性：H2CO3＜H2SO4，判断硫与碳的非金属性强弱
D.Br2与I2分别与足量的H2反应，判断溴与碘的非金属性强弱
B
解析　A项符合金属与水反应判断金属性强弱的依据；因Na的金属性太强，与溶液反应时会先与H2O反应，故B项不能作为判断依据；C项中根据H2CO3、H2SO4都是最高价含氧酸，由它们的酸性强弱可以推知硫的非金属性比碳强；D项所述符合根据非金属单质与H2反应难易程度判断非金属性强弱的依据。
5.(2021·福建厦门外国语学校石狮分校高一月考)下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　)
C
选项 事实 推论
A 与冷水反应，Na比Mg剧烈 金属性：Na>Mg
B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca>Mg
C 酸性：HClOD 热稳定性强弱：HBr>HI 非金属性：Br>I
解析　A.根据与水反应的剧烈程度可判断元素金属性强弱，故A不符合题意；B.根据最高价氧化物对应的水化物碱性强弱可判断元素金属性强弱，故B不符合题意；C.应该根据最高价氧化物对应的水化物酸性强弱来判断元素非金属性强弱，HClO不是Cl的最高价含氧酸，所以不能直接比较非金属性，故C符合题意；D.气态氢化物越稳定，元素非金属性越强，故D不符合题意。
6.(2021·北京昌平高一期末)下列事实不能用元素周期律解释的是(　　)
A.非金属性：S＜O
B.气态氢化物的稳定性：H2O＞NH3
C.酸性：HCl＞H2S
D.还原性：K＞Na
C
解析　A.同主族从上到下非金属性逐渐减弱，因此非金属性：S＜O，能用元素周期律解释，故A不符合题意；B.同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，其气态氢化物的稳定性逐渐增强，因此气态氢化物的稳定性：H2O＞NH3，能用元素周期律解释，故B不符合题意；C.同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，其最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，因此酸性：HClO4＞H2SO4，而酸性：HCl＞H2S不能用元素周期律解释，故C符合题意；D.同主族从上到下金属性逐渐增强，因此还原性：K＞Na，能用元素周期律解释，故D不符合题意。
7.依据元素周期表及元素周期律，下列推断正确的是(　　)
A.H3BO3的酸性比H2CO3的强
B.Mg(OH)2的碱性比Be(OH)2的强
C.Cl－、Br－、I－的还原性逐渐减弱
D.若M＋和R2－的核外电子层结构相同，则原子序数：R＞M
B
解析　硼、碳同周期，硼在碳左边，故硼酸酸性弱于碳酸，A项错误；Mg、Be同主族，镁在下方，Mg(OH)2的碱性强于Be(OH)2，B项正确；非金属性：Cl＞Br＞I，则Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强，C项错误；阴、阳离子电子层结构相同时，阴离子对应的元素在阳离子对应元素的上一周期，原子序数小，D项错误。
8.下列粒子半径之比小于1的是(　　)
解析　A、B项，电子数越多的同元素粒子半径越大；C项，电子数相同的不同离子，核电荷数越大，离子半径越小；D项，r(K)＞r(Na)＞r(Mg)。
A
9.我国在砷化镓太阳能电池研究方面国际领先。砷(As)和镓(Ga)都是第四周期元素，分别属于ⅤA和ⅢA族。下列说法中，不正确的是(　　)
A.原子半径：Ga＞As＞P
B.热稳定性：NH3＞PH3＞AsH3
C.酸性：H3AsO4＞H2SO4＞H3PO4
D.Ga(OH)3可能是两性氢氧化物
C
解析　同周期元素自左而右，原子半径减小，同主族元素自上而下原子半径增大，所以原子半径Ga＞As＞P，故A正确；同主族元素自上而下非金属性减弱，非金属性N＞P＞As，非金属性越强，氢化物越稳定，所以热稳定性：NH3＞PH3＞AsH3，故B正确；同周期元素自左而右，非金属性增强，同主族自上而下非金属性减弱，所以非金属性S＞P＞As，所以酸性H2SO4＞H3PO4＞H3AsO4，故C错误；镓(Ga)是第四周期ⅢA族元素，与Al同族，与Al具有相似性质，氢氧化铝是两性氢氧化物，Ga金属性虽然比Al强，但Ga(OH)3可能具有两性，故D正确。
10.运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是(　　)
A.氢氧化铍[Be(OH)2]的碱性比氢氧化镁弱
B.砹(At2)为有色固体，HAt不稳定
C.硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体
D.硒化氢(H2Se)是无色、有毒，比H2S稳定的气体
解析　A项，Be和Mg同主族，金属性不如镁的强，故Be(OH)2的碱性比Mg(OH)2弱；B项，卤族元素的单质从上到下，颜色加深，氢化物越来越不稳定；C项，Sr和Ba同主族，性质相似，故SrSO4也难溶于水；D项，Se的非金属性不如S强，故H2Se不如H2S稳定。
D
11.结合元素周期律和元素周期表的有关知识，用化学用语回答下列问题：
(1)在第三周期元素及其单质和化合物中，原子半径最小的元素是________；氧化性最强的单质是________，还原性最强的单质是________；最高价氧化物对应水化物中，最强的碱是________；形成的两性化合物________、________。
(2)卤族元素氢化物中最稳定的是________，还原性最强的是________，请总结同周期、同主族元素性质递变规律是______________________________。
答案　(1)Cl　Cl2　Na　NaOH　Al(OH)3　Al2O3　(2)HF　HI　同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
解析　(1)同一周期，核电荷数越大，原子半径越小(稀有气体除外)，第三周期氯元素核电荷数最大，故其原子半径最小；同一周期，从左到右元素非金属性逐渐增强(稀有气体除外)，氯元素非金属性最强，故其单质Cl2氧化性最强；同一周期，从左到右元素金属性逐渐减弱(稀有气体除外)，第三周期金属性最强的为Na；铝元素形成的两性化合物有Al2O3、Al(OH)3。(2)卤族元素，从上到下，原子半径依次增大，原子核对最外层的电子的吸引能力逐渐减弱，在其形成的气态氢化物中，卤族元素的原子对氢原子的吸引能力依次减小，所以卤族元素形成的氢化物的热稳定性依次减弱，所以热稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI；卤族元素从上到下，单质的氧化性逐渐减弱，对应离子的还原性依次增强，所以还原性最强的是HI；同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
12.如图是部分短周期元素的常见化合价与原子序数的关系：
(1)元素A在元素周期表中的位置是________。
(2)其中金属性最强的元素是________(用元素符号表示，下同)，非金属性最强的元素是________。
(3)C2－、D＋、G2－的半径由大到小的顺序是________(用离子符号表示)。
(4)最简单氢化物的稳定性：B________C(填“>”或“<”)。
(5)B、E、F元素最高价氧化物对应水化物的酸性：________>________>________(用化学式表示，下同)。
答案　(1)第二周期第ⅣA族　(2)Na　O　 (3)S2－>O2－>Na＋　(4)<
(5)HNO3　H2SiO3　Al(OH)3
解析　由元素的常见化合价与原子序数的关系推知，A～G元素依次是C、N、O、Na、Al、Si、S元素。(3)电子层数越多，离子半径越大；电子层结构相同的离子，核电荷数越小，离子半径越大，故离子半径：S2－>O2－>Na＋。(4)元素的非金属性：O>N，则最简单氢化物的稳定性：H2O>NH3。(5)由于元素的非金属性：N>Si>Al，则最高价氧化物对应水化物的酸性：HNO3>H2SiO3>Al(OH)3。
13.A、B、C为三种短周期元素，A、B同周期，A、C的最低价离子分别为A2－、C－，离子半径：A2－＞C－，B2＋与C－具有相同的电子层结构，下列比较不正确的是(　　)
A.原子序数：A＞ B＞ C
B.原子半径：C＞B＞A
C.离子半径：A2－＞C－＞B2＋
D.原子核外最外层电子数：C＞A＞B
B
14.有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同(选项中m、n均为正整数)。下列说法正确的是(　　)
A.若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性
B.若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱
C.若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2
D.若Y的最高正价为＋m，则X的最高正价一定为＋m
B
解析　X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同，则X、Y是同一主族的元素且X在Y的上一周期。同一主族的元素，从上到下，随着原子序数的增大，元素的原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水可能显酸性，也可能显碱性，如HNO3是强酸，但是NH3的水溶液显碱性，A错误。同一主族的元素从上到下元素的金属性逐渐增强，形成的最高价氧化物的水化物的碱性也逐渐增强，因此若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱，B正确。若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质可能是Y2，如F2、Cl2；也可能不是，如O2、S，C错误。若Y的最高正价为＋m，则X的最高正价可能为＋m，也可能不是，如F无最高正化合价，而Cl最高正价为＋7，D错误。
15.在学习元素周期表和元素周期律后，某化学兴趣小组在老师的指导下，设计实验以探究元素性质的递变规律。
Ⅰ.为了验证卤族部分元素递变规律，设计如图装置进行实验。
(1)指出溴元素在周期表中的位置________________。
(2)A中发生反应的离子方程式是
___________________________________________。
(3)A中通入Cl2充分反应后，将A中液体滴入试管内，取下试管，充分振荡，静置，可观察到的现象是______________________________________。
第四周期第ⅦA族
2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－
溶液分层，上层几乎无色，下层呈紫红色
解析　Ⅰ.(1)Br为第35号元素，位于元素周期表的第四周期第ⅦA族；(2)向分液漏斗中通入氯气，氯气与溴化钠反应生成氯化钠和溴，反应的离子方程式为2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－；(3)A中充分反应后，反应生成的Br2可以在试管中与试管中的KI溶液反应，反应生成的I2溶于CCl4中实现萃取的过程，该过程的现象为溶液分层，上层几乎无色，下层呈紫红色；
(4)根据上述实验操作步骤，为确保“非金属性：氯＞溴＞碘”的实验结论可靠，你认为做好本实验最关键因素是____________________。
(5)下列性质的递变正确，且能作为卤族元素非金属性递变规律判断依据的是________(填写字母)。
a.Cl2、Br2、I2的熔点逐渐升高
b.HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱
c.HCl、HBr、HI的酸性逐渐减弱
d.Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强
氯气通入少(适)量
bd
解析　(4)为保证氯气只与Br－反应而不溶于溴水中，应保证氯气通入适量；(5)a.单质的熔沸点不能判断元素的非金属性强弱，a正确；b.HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱，说明Cl、Br、I越来越不容易得到电子，非金属性逐渐减弱，b正确；c.氢化物水溶液的酸性不能判断元素的非金属性强弱，c错误；d.Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强，说明Cl－、Br－、I－的失电子能力逐渐增强，非金属性逐渐减弱，d正确；故答案选bd；Ⅱ.实验为验证N、C、Si的非金属性强弱，应利用其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱比较，装置A应盛的漏斗中应盛放稀硝酸，烧瓶中应盛放碳酸钙，装置B用于除去CO2气体中混有的少量杂质，应盛放饱和碳酸氢钠溶液，装置C应盛放硅酸钠溶液，据此答题。
Ⅱ.为了验证非金属性：N＞C＞Si，该兴趣小组又设计如下装置，实验所用到的物质有：①稀HNO3　②稀盐酸　③碳酸钙　④Na2SiO3溶液　⑤饱和NaHCO3溶液，已知H2SiO3不溶于水。据此回答以下问题。
(6)分液漏斗内装入的试剂为________(填序号)，B中装入的试剂为________(填序号)。
(7)烧杯C中发生反应的离子方程式为
__________________________________________。
①
⑤
Thanks！
本讲内容结束