4.2元素周期律课件(共67张PPT)2023-2024年高一化学上学期

(共67张PPT)
元 素 周 期 律
元素性质的
周期性变化规律
01
元素性质的周期性变化规律
1.元素原子核外电子排布的周期性变化：
随核电荷数的递増，同周期主族元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化(第一周期除外)。
元素性质的周期性变化规律
2.元素原子半径的周期性变化：
随核电荷数的递増，同周期主族元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。
元素性质的周期性变化规律
3.元素化合价的周期性变化：
随着原子序数的递増，同周期主族元素的最高正价呈现从+1价到+7 价(F无正价,O无最高正价)，最低负价呈现从-4价到-1价的周期性变化。
元素性质的周期性变化规律
4.元素金属性与非金属性的周期性变化：
以第三周期元素为例：
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱
失电子能力逐渐减弱
非金属性逐渐增强
得电子能力逐渐增强
原子半径逐渐减小
元素周期律是指元素的性质随原子序数的递増而呈周期性的变化。元素性质的周期性变化是元素原子核外电于排布周期性变化的必然结果。
元素性质的周期性变化规律
（1）稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素原子的测定依据不同，数据不具有可比性
元素性质的周期性变化规律
（2）影响原子半径大小的因素
①电子层数:一般电子层数越多，原子
半径越大。
②核电荷数:核电荷数越多，原子半径
越趋向减小；当电子层数相同时，核电荷数对原子半径的影响较大。
③核外电子数：电子数増多，增加了核外电子间的相互排斥作用，使原子半径有增大趋向。
元素性质的周期性变化规律
（3）元素化合价与其在周期表中位置的关系
（1）价电子
①定义:原子核外能与其他原子相互作用形成化学键、与元素的化合价有关的电子。
②具体内容：主族元素的价电子就是最外层电子,过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。
元素性质的周期性变化规律
拓展2：元素化合价与其在周期表中位置的关系
（2）化合价规律
主族
元素
最高
化合价
主族
序数
最外层电子数
非金属元素
最高正
化合价
最低负
化合价
8（氢和稀有气体元素除外）
氢、氧除外
重难点
粒子半径大小的比较
1.影响粒子半径大小的因素：
①电子层数的多少;
②原子核对核外电子吸引力的大小;
③核外电子数的多少。
重难点
粒子半径大小的比较
2.粒子半径大小比较的方法：（1）原子
①同一周期，从左到右，核电荷数依次増大，原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。
如r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞ r(P)＞r(S)＞r(Cl)。
②同一主族，自上而下，电子层数依次増多，原子半径依次增大。如 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)。
重难点
粒子半径大小的比较
2.粒子半径大小比较的方法：（2）离子
①同一主族，自上而下，电子层数依次増多，离子半径依次增大。
如 r( Li+ )＜r(Na+) ＜r(K+)＜r(Rb+)＜r(Cs+)。
②具有相同电子层结构的离子，随核电荷数増大，离子半径减小。如r(S2-)＞r(Cl-)＞r(K+)＞r(Ca2+)。
重难点
粒子半径大小的比较
2.粒子半径大小比较的方法：
(3)同一元素的不同粒子:核外电子数越多,半径越大。
①阳离子:r(原子)＞r(阳离子)。r(Na) ＞r(Na+)。
②阴离子:r(原子)＜r(阴离子)。如r(Cl)＜r(Cl-)。
③多种价态的粒子：价态越高，半径越小。
如r(Fe)＞r(Fe2+)＞r(Fe3+)。
重难点
【方法总结】
微粒半径比较
同种元素的微粒
不同种元素的微粒
核电荷数、电子层数、电子数皆不相同的微粒
r(阴离子)＞r(原子)＞r(阳离子)
r(低价阳离子)＞r(高价阳离子)
同周期
同主族
电子层结构相同的不同微粒
原子序数越大，元素的原子半径、带同种电荷的离子半径越小
r(阴离子)＞r(阳离子)
选择一种参照微粒进行比较，如比较r(K+)与r(Mg2+)，可选择r(Na+)为参照：r(K+)＞r(Na+)＞r(Mg2+)
自上而下,元素的原子半径、离子半径逐渐增大
核电荷数越大,微粒半径越小
重难点
1. 原子序数为11~17的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是（ ）
A．电子数
B．最外层电子数
C．原子半径
D．元素最高正化合价
C
重难点
2.类比是研究物质性质的常用方法之一，可预测许多物质的性质。但类比是相对的，不能违背客观实际。下列各说法中正确的是（ ）
A. F, Cl原子同主族, Cl元素的最高正价为+7价, 故F元素最高正价也为+7
B．已知Al能与O2生成致密氧化膜保护金属, 推测Fe也与O2生成氧化膜保护金属
C．AlCl3与过量NaOH溶液反应生成AlO2-, 则与过量NH3·H2O也生成AlO2-
D．已知SO2通入BaCl2溶液中不产生沉淀, 推测CO2通入BaCl2溶液中也不产生沉淀
D
重难点
3. 一种医用胶的结构如图，所含元素的原子结构及性质比较，下列说法正确的是（ ）
A．原子半径：O＞N＞C
B．最简单氢化物沸点：O＞N＞C
C．元素非金属性：C＞N＞O
D．元素最高正化合价：O＞N＞C
B
重难点
4. X、Y和Z为原子序数依次递增的3种短周期元素，已知X与Y同主族，Y与Z同周期且相邻，Z的核外电子数为17。下列说法错误的是（ ）
A．X的元素符号为O
B．X的原子半径大于Y
C．Y的元素名称为硫
D．Z的非金属性强于Y
B
重难点
5. 通过对元素周期律的分析，下列推断正确的是（ ）
A．第三周期元素，从左到右，原子半径逐渐增大
B．第三周期元素，从左到右，元素的金属性逐渐增强
C．第ⅠA族元素，从上到下，原子的电子层数逐渐增多
D．第ⅦA族元素，从上到下，卤族元素的非金属性逐渐增强
C
重难点
6. 核电荷数小于18的某元素X，其原子的电子层数为n，最外层电子数为2n+1，原子核内质子数为2n2-1。下列有关X的说法正确的是（ ）
A．X能形成化学式为X(OH)3的碱
B．X不能形成化学式为KXO3的物质
C．X原子的最外层电子数一定比核电荷数少10
D．X可能形成化学式为KX的物质
D
重难点
7. A元素的原子最外层电子数是a，次外层电子数是b；B元素的原子M层电子数是(a-b)，L层电子数是(a+b)，则A、B两元素形成的化学式可表示为（ ）
A．BA B．BA2 C．B3A2 D．A2B
B
重难点
8. （多选）主族元素R形成的简单离子与钙离子核外电子排布相同，且R的离子半径小于S2-的半径。元素R为（ ）
A．Al B．P C．Cl D．K
C D
重难点
(1)下列曲线分别表示元素某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数，Y为元素的有关性质)，把与下面的元素有关性质相符合的曲线的标号填入相应括号中。
①ⅡA族元素的最外层电子数 。 ②ⅦA族元素氢化物的沸点 。
③O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+的离子半径 。
④第三周期元素的最高化合价 。
⑤第二周期元素Be、B、C、N、O的原子半径 。
(2)比较下列性质(用“>”、“＝”、“<”填空)
①氧化性：Cl2 Br2 ②还原性：H2S HCl
③碱性：Mg(OH)2 Al(OH)3 ④稳定性：H2S H2O
(3)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．元素的相 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
a
c
b
e
b
＞
＞
＞
＜
C
元素金属性
非金属性的
周期性化规律
02
元素金属性、非金属性的周期性化规律
1.同周期元素(Na,Mg,Al)金属性强弱的实验探究：
实验①操作
实验②操作
实验③操作
取一小段镁条,用砂纸除去表面的氧化膜, 放到试管中. 向试管中加入2mL水,并滴入2滴酚酞溶液, 观察现象. 过一会儿, 加热试管至液体沸腾, 观察现象
向试管中加入2 mL 1mol/L AlCl3溶液, 然后滴加氨水, 直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止. 将Al(OH)3沉淀分别装在两支试管中, 向一支试管中滴加2 mol /L盐酸, 向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液. 边加边振荡, 观察现象
用 2 mL 1 m/L MgCl2 溶液代替AlCl3溶液做上述实脸，观察现象
加热前,镁条表而出现无色气泡,加热至沸腾后,有较多无色气泡冒出,滴加酚酞溶液变为粉红色
两支试管中的白色沉淀都逐渐溶解
加入氢氧化钠溶液的试管中，Mg(OH)2沉淀不溶解;加入盐酸的试管中，Mg(OH)2 沉淀溶解
镁与冷水反应緩慢，能与沸水反应,反应的化学方程式Mg+2H2O △ Mg(OH)2+H2↑
Al(OH)3表现出两性.既能与NaOH溶液反应又能与盐酸反应,反应的离子方程式分别Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
Mg(OH)2不具有两性，只具有碱性，能与强酸反应但不能与碱反应
结论:钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。
元素金属性、非金属性的周期性化规律
2.同周期元素(Si, P, S, Cl)非金属性强弱的比较：
元素 Si P S Cl
最高价氧化物对应 水化物的化学式及酸性 H2SiO3弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4强酸 HClO4, 强酸(酸性比硫酸强)
单质与H2反应的条件 高温 磷蒸气与 H2能反应 加热 光照或点燃时发生反应
简单气态氧化物的稳定性 不稳定 受热分解 高温分解 稳定
结论:硅,磷,硫,氯的非金属性由强到弱的顺序为Cl＞S＞P＞Si。
通过上述实验分析可知，同周期元素（稀有气体元素除外）从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐増强。
元素金属性、非金属性的周期性化规律
（1）判断元素非金属性或金属性的强弱，应依据元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。
（2）根据元素氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断元素非金属性或金属性强弱时,必须是其最高价氧化物对应的水化物。
同周期 同主族
元素性质递变规律
03
同周期、同主族元素性质递变规律
同周期、同主族元素性质递变规律：
同周期（从左到右） 同主族（自上而下）
化合价 最高价: +1价→+7价(O、F除外) 最低价: -4价→-1价； 最低价=主族序数-8（H除外） 最高价用同 (O、F除外)
最低价相同;
最高价=族序数(O、F除外)
得电子能力 逐渐増强 逐渐减弱
失电子能力 逐渐减弱 逐渐増强
单质氧化性 逐渐増强 逐渐减弱
单质还原性 逐渐减弱 逐渐増强
金属性 逐渐减弱 逐渐増强
非金属性 逐渐増强 逐渐减弱
最高价氢化物对应 水化物的酸、碱性 碱性逐渐减弱酸性探渐増强 碱性逐渐増强酸性逐渐减弱
形成气态氢化物的难易 由难到易 由易到难
简单气态氢化物的稳定性 逐渐増强 逐渐减弱
同周期、同主族元素性质递变规律
元素的金属性(或非金属性)
与单质还原性(或氧化性)的异同
元素金属性(或非金属性)的强弱可用于判断相应单质或化合物的性质。一般来说, 元素金属性(或非金属性)越强, 对应单质的活泼性(金属单质的还原性或非金属单质的氧化性)越强, 但也有例外, 如非金属性：N＞P，但单质的活泼性: N2＜P4（白磷）。
重难点
元素金属性、非金属性强弱的比较
1.根据元素周期表判断：
（1）金属性：同周期元素，从左到右，随着原子序数的递増，元素的金属性逐渐减弱；同主族元素，从上到下，随着原子序数的递増，元素的金属性逐渐増强。
（2）非金属性：同周期元素，从左到右，随着原子序数的递増，元素的非金属性逐渐増强；同主族元素，从上到下，随着原子序数的递増，元素的非金属性逐渐减弱。
重难点
元素金属性、非金属性强弱的比较
2.根据元素单质及其化合物的相关反应判断
（1）与氢有关的判断：
①金属单质与水(或酸)反应越剧烈，元素的金属性越强。如Na与水反应比Mg与水反应更剧烈，则金属性：Na＞Mg。
②非金属单质越易跟H2化合，其非金属性越强。如F2与H2在暗处即可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br。
③简单气态氢化物越稳定，对应元素的非金属性越强如稳定性:
HF＞HCl,则非金属性:F＞Cl。
重难点
元素金属性、非金属性强弱的比较
2.根据元素单质及其化合物的相关反应判断
（2）最高价氧化物对应水化物的酸、碱性：
①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，如酸性：H2SO4＞H3PO4，则非金属性:S＞P。
重难点
元素金属性、非金属性强弱的比较
2.根据元素单质及其化合物的相关反应判断
（3）置换反应：
①金属单质间的置换反应。
如Zn + Cu2+=Zn2++Cu，则金属性:Zn＞Cu。
②非金属单质间的置换反应。
如Cl2+2KI=2KCl+I2,则非金属性:Cl＞I。
重难点
元素金属性、非金属性强弱的比较
2.根据元素单质及其化合物的相关反应判断
（4）离子的氧化性和还原性：
①元素原子对应简单阳离子的氧化性越强,则元素的金属性越弱。如氧化性:Mg2+＞Na+，则金属性:Mg＜Na。
②元素原子对应简单阴离了的还原性越强，则元素的非金属性越弱, 如还原性:S2-＞Cl-，则非金属性:Cl＞S。
重难点
元素金属性、非金属性强弱的比较
3.根据金属活动性顺序判断
一般来说，排在前面的金属元素金属性比排在后面的强 (Ca、Na除外)。如Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu。
同周期、同主族元素性质递变规律
10. 结合元素周期律，判断下列各组中的性质比较，错误的是（ ）
A．最高正化合价：N＞C＞B
B．酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4
C．原子半径大小：S＞Na＞O
D．碱性强弱： KOH＞NaOH＞LiOH
C
同周期、同主族元素性质递变规律
11.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如图所示，下列叙述正确的是（ ）
A．X、Y的最高价氧化物都是两性氧化物
B．Y的最高价氧化物对应的
水化物能溶于NaOH溶液
C．Z的非金属性强于W
D．X的单质在第三周期中还原性最强
B
同周期、同主族元素性质递变规律
12. 短周期元素X, Y, Z, W, Q在元素周期表中的相对位置如图所示，其中W原子的质子数是其M层电子数的三倍，下列说法不正确的是（ ）
A．与Y同主族的短周期元素，其最高
价氧化物中氧元素的质量分数为60%
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q＞X＞W
C．简单离子半径：Z＞Q
D．非金属性Q＞W
C
同周期、同主族元素性质递变规律
13. 根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是（ ）
C
事实 推测
A 12Mg与水反应缓慢, 20Ca与水反应较快 56Ba(ⅡA族)与水反应会更快
B Si与H2高温时反应, S与H2加热能反应 P与H2在高温时能反应
C Cl2可以和NaBr溶液反应生成Br2 F2可以和NaCl溶液反应生成Cl2
D HCl在1500℃时分解, HI在230℃时分解 HBr的分解温度介于二者之间
同周期、同主族元素性质递变规律
14. 如下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, 下列说法正确的是（ ）
A．F装置中的Na2SO3溶液能吸收Cl2，进行尾气处理
B．装置B中可盛放水吸收氯气中的HCl气体
C．装置E下层呈现紫红色
D．装置E中有机试剂层呈现紫红色，能说明非金属性：Br>I
A
同周期、同主族元素性质递变规律
15. 下列叙述正确的是（ ）
①A和B都是元素周期表的主族金属元素，A在B的左下方，则A肯定比B的金属性强 ②1molA能从酸中置换出1.5molH2，1molB能从酸中置换出1molH2，可以证明A比B的金属性强
③Fe(OH)2比Mg(OH)2碱性弱，则可以得到Fe比Mg的金属性弱
④H2S比HBr的酸性弱，证明Br比S的非金属性强⑤Na2S+Br2=2NaBr+S，足以证明非金属性Br>S
⑥单质A比单质B的熔沸点高，可以证明A比B的非金属性弱
A．①②④⑥ B．①⑤ C．②③⑤ D．②③④⑥
B
同周期、同主族元素性质递变规律
15. 某同学利用以下装置探究非金属元素性质的递变规律，并验证氯气的性质。
回答下列问题：
(1)仪器H的名称为 。
(2)能说明氯气的氧化性强于溴的实验现象为 。
(3)氯气进入D中，反应的离子方程式为 。
(4)E中溶液先变为红色，后红色褪去，为探究E中溶液褪色的原因，该同学提出两种假设：a.被氧化：b. ，设计实验方案验证以上假设，向褪色后的溶液中滴加 ，若观察到 ，可验证假设b成立。
(5)实验结束后，取出B处的棉花与另一个蘸有淀粉溶液的棉花G接触，棉花G变蓝。通过以上实验可以得出的结论正确的是_______(填标号)。
A．氧化性： B．同主族元素从上到下非金属性减弱
C．同周期元素从左到右非金属性减弱 D．对应含氧酸酸性逐渐减弱
分液漏斗
B处棉花变为橙色
S2-+Cl2=S+2Cl-
SCN-被氧化
KSCN溶液
溶液颜色变红
A B
元素周期表和
元素周期律的应用
04
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的原子结构、位置与性质之间的相互推断：
元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构，原子结构决定了元素的性质和在周期表中的位置，而根据元素性质又可推知元素的原子结构,进而推知元素在周期表中的位置，总之，三者之间可相互推断，具体关系可表示如下:
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的原子结构、位置与性质之间的相互推断：
元素在周期表中的位置、结构、性质，具体关系可表示如下:
结构
决定
反应
位置
(周期 族)
反应
决定
性质
通过性质判断元素推出
通过位置利用递变规律推出
核电荷数、原子序数
核外电子排布
电子层数
最外层电子数
元素性质
单质性质
化合物性质
离子性质
元素周期表和元素周期律的应用
元素“位、构、性”间的关系
(1）核外电子层数=周期数。
(2）主族元素的最外层电子数=价电子数=
主族序数=最高正价(0、F元素除外)。
(3）质子数=原子序数=核外电子数=核电荷数。
(4）最低负价的绝对值=8-主族序数
(仅限第IVA族~第VIIA族元素)。
(5）原子半径越大，失电子越容易，单质还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱。
(6）原子半径越小，得电子越容易，单质氧化性越强，形成的简单气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
位置
结构
性质
同周期
元素
（左→右）
最外层电子数递增
非金属性增强、金属性减弱
同主族
元素
（上→下）
电子层数递增
金属性增强、非金属性减弱
元素周期表和元素周期律的应用
2.元素周期表中金属元素与非金属元素的分区：
金属元素与非金属元素在元素周期表中有相对明确的分区，如图，虚线左下方是金属元素(氢除外)，右上方为非金属元素。
元素周期表和元素周期律的应用
元素周期表中金属元素与非金属元素分区的注意点
(1）在分界线左侧还有一种非金属元素--氢。
(2）元素周期表中左下方是金属性最强的元素Cs(Fr是放射性元素，除外)，碱性最强的碱是CsOH,右上方是非金属性最强的元素F,但无机含氧酸中酸性最强的为HClO4。
由于金属元素与非金属元素之间没有严格的界限，因此位于分界线附近的元素既表现 出一定的金属性,又表现出一定的非金属性。
元素周期表和元素周期律的应用
3.元素周期律和元素周期表的应用：
(1)寻找新材料：
金属与非金属
分界线附近元素
寻找
半导体材料
过渡元素
寻找
优良催化剂和耐高温耐腐蚀的合金材料
元素周期表右上方的非金属元素
探索
制造农药的材料
元素周期表和元素周期律的应用
3.元素周期律和元素周期表的应用：
(2)预测元素的性质：
①比较不同周期、不同主族元素的性质，如金属性:Mg＞Al、Ca＞Mg,则由碱性:Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2, 得碱性:Ca(OH)2＞Al(OH)3。
②推测陌生元素的某些性质
例如, 已知Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶, 可推知Be(OH)2难溶。
根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合,HAt不稳定,其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。
元素周期表和元素周期律的应用
元素之最
（1）最活泼金属: Cs、最活泼非金属: F。
（2）最轻的金属: Li、最轻的非金属: H。
（3）地壳中含量最多的金属和非金属分别为 Al、O。
元素周期表和元素周期律的应用
重点：元素周期律
①“序、层”规律:若一种阳离子与一种阴离子的电子层数相同，则“阴前阳后”，即阴离子在前一周期，阳离子在后一周期，阳离子的原子序数大。
②“序、价”规律：在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致,即“价奇序奇，价偶序偶”。
重难点
元素周期律中的“规律”
1.“三角形”规律：所谓“三角形”，即A、B处于同周期，
A、C处于同主族 (图中ABC位置)，可推出三者原子结构、性质方面的规律。如原子序数:C＞B＞A；原子半径：r(C)＞r(A)＞r(B)。
A、B、C若为非金属元素，则非金属性：B＞A＞C；单质的氧化性:B＞A＞C；气态氢化物的稳定性:B＞A＞C；阴离子的还原性:C＞A＞B。
若A、B、C为金属，则金属性:C＞A＞B ；单质的还原性: C＞A＞B；最高价氧化物对应水化物的碱性:C＞A＞B；阳离子的氧化性:B＞A＞C。
重难点
要点3：元素周期律中的“规律”
2.“对角线”规律: 在第二、三周期中, 某些元素
处于不同的主族, 但其化学性质却很相似, 如Li与Mg、Be与Al、B与Si等, 这一规律称为“对角线”规律 [注意: 此对角线只能是左上右下的对角线, 即第二周期第N主族元素与第三周期第(N+1)主族元素的性质相似](图中A、D位置)。应用此规律可根据已知元素及其化合物的性质,推导陌生元素及其化合物的性质。
重难点
要点3：元素周期律中的“规律”
3.两性规律：
周期数等于其主族序数的元素一般具有两性，由此可推断元素及其化合物的性质。
重难点
16.下列事实不能说明Cl元素的非金属性比S元素强的是（ ）
A．酸性：HClO4＞H2SO4
B．HCl比H2S的热稳定性强
C．最外层电子数：Cl＞S
D．Cl2和S分别与铜反应，产物中铜元素的化合价不同
C
重难点
17.W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，Z的最外层电子数为K层的一半，W与Y可形成原子个数比为1：1的18e-分子，下列说法正确的是（ ）
A．简单离子半径：Z>X>Y
B．W与X也可形成含18e-分子的化合物
C．X和Y的最简单氢化物的沸点：X>Y
D．由W、X、Y三种元素所组成化合物的水溶液均显酸性
B
重难点
18.下表为周期表中短周期的一部分。已知a原子的最外层电子数目是次外层电子数目的一半，
下列说法中不正确的是（ ）
A．元素a的最高价氧化物的水化物的酸性比b的弱
B．元素a的原子半径比d的大
C．元素b的气态氢化物的稳定性比c的强
D．元素a的单质是一种良好的半导体材料
C
重难点
19.由原子序数依次增大的四种短周期主族元素X, Y, Z, W组成的化合物A(如图所示)是生产某种农药的主要原料, 其中W的单质溶于水可生成漂白性物质. Y位于W的相邻主族, 且二者对应单质常温下都是气体. 下列叙述正确的是( ）
A. Y, Z, W简单离子半径最大的是Y的简单离子
B. X, Z, W的最高价氧化物对应水化物两两间均可发生反应
C. Y, Z形成的化合物, 阴阳离子个数比为1：2
D. X, Y形成的氢化物稳定性：Y>X
C
重难点
20.短周期主族元素A、B、C、D，原子序数依次增大。A、C的原子序数的差为8，A、B、C三种元素原子的最外层电子数之和为15，B原子最外层电子数等于A原子最外层电子数的一半。下列叙述正确的是（ ）
A．原子半径：A＜B＜C＜D
B．单质B制作的容器可用来盛放浓硝酸
C．A、C形成的物质属于两性氧化物
D．元素D在周期表中位于第三周期、ⅥA族
C
重难点
21. 元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的性质具有相似性，这种规律被称为“对角线规则”。则下列叙述错误的是（ ）
A．Li在N2中燃烧生成Li3N
B．氧化铍的化学式为Be2O3
C．Be(OH)2既能溶于强酸溶液又能溶于强碱溶液
D．硼酸受热易分解
B
重难点
22. X、Y、Z、M、Q、R是前20号元素，其原子半径与主要化合价的关系如图所示。下列说法正确的是 ( ）
A．简单气态氢化物稳定性：Y＜Z
B．简单离子半径：M＞Q＞R
C．X、Y、Z三种元素组成的
化合物可能是酸、碱或盐
D．Q元素的碳酸盐，进行焰色反应，火焰为黄色
C
重难点
23. （多选）a、b、c、d是四种短周期元素，a、b、d同周期；c、d同主族；a的原子结构示意图为 ，b与c形成的化合物的化学式为，且离子有
相同的电子层结构。下列比较中，正确的是（ ）
A．原子序数：a＞b＞c B．氢化物稳定性：a＞c＞d
C．原子半径： c＞a＞d D．最高价含酸的性：c＞d＞a
A D
重难点
24.下表是元素周期表的一部分, 针对表中的①～⑨
种元素，填写下列空白：根据表回答下列问题：
(1)在这些元素中，化学性质最不活泼的是: (填具体元素符号，下同)。
(2)氨水与过量⑤的含氧酸反应的离子方程式为 。
(3)表中9种元素中某原子的核外电子层数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为 ，该元素在周期表中的位置是 。
(4)①②③种元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱顺序为 (填化学式)
(5)③最高价氧化物是 氧化物(填写“酸性”、“碱性”或“两性”)；写出它的氧化物与氢氧化钠和盐酸反应的离子方程式 (不反应则说明原因)。
(6)非金属性强弱比较⑦ ⑧(填写“大于”或“小于”)。
Ar
NH3+CO2+H2O=NH4++HCO3-
第三周期IA
KOH, NaOH, Al(OH)3
两性
Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O、Al2O3+6H+=2Al3++3H2O
大于
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