课时作业
学习·理解
1．下列说法错误的是( )
A．Na与Al为同周期元素，钠原子最外层有1个电子，铝原子最外层有3个电子，所以钠的金属性比铝强
B．Na与Mg为同周期元素，且Mg的核电荷数比Na的大，所以钠的金属性比镁强
C．NaOH为强碱，而Al(OH)3具有两性，所以钠的金属性比铝强
D．Zn＋2Fe3＋===Zn2＋＋2Fe2＋，所以Zn的金属性比Fe强
答案 D
解析 Zn＋Fe2＋===Zn2＋＋Fe才能说明金属性：Zn>Fe。
2．下列关于元素原子得失电子能力的理解不正确的是( )
A．第3周期由金属元素和非金属元素构成，Na只能失电子，Cl只能得电子
B．第3周期主族元素，随着核电荷数的增加，原子得电子能力逐渐增强
C．SiH4、PH3、H2S、HCl的稳定性逐渐增强，说明Si、P、S、Cl的得电子能力逐渐增强
D．H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4的酸性逐渐增强，说明Si、P、S、Cl的得电子能力逐渐增强
答案 A
解析 Cl2中的Cl既能得电子，又能失电子，A错误；同周期主族元素从左到右，原子得电子能力逐渐增强，B正确；氢化物的稳定性和最高价氧化物对应水化物的酸性强弱均能作为元素非金属性强弱的判断标准，C、D正确。
3．已知X、Y是第3周期的两种金属元素，且X的原子半径比Y的原子半径大，则下列叙述正确的是( )
A．Y的原子序数比X的原子序数小
B．X的离子比Y的离子得电子能力强
C．X的失电子能力比Y的失电子能力强
D．X的离子半径比Y的离子半径小
答案 C
解析 X、Y是第3周期的两种金属元素，且X的原子半径比Y的原子半径大，所以Y的原子序数比X的原子序数大；根据同周期元素金属性的变化规律可知，X的失电子能力大于Y，则X的离子比Y的离子得电子能力弱；X的离子和Y的离子具有相同的电子层结构，但X的核电荷数小于Y，所以X的离子半径大于Y的离子半径。
4．不能用来说明同周期元素性质递变规律的实验是( )
A．钠与冷水剧烈反应而镁与冷水很难反应
B．氢氧化铝具有两性而硅酸只具有弱酸性
C．氯气和氢气在光照条件下反应而硫和氢气在加热条件下才能反应
D．硫化氢水溶液呈弱酸性而氯化氢水溶液呈强酸性
答案 D
解析 元素的金属性越强，其单质与水反应越剧烈，可根据单质与水反应的剧烈程度判断元素金属性的强弱，故A正确；同周期主族元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，据此可比较元素非金属性的强弱，故B正确；元素的非金属性越强，对应的单质与氢气越容易反应，且反应越剧烈，故C正确；比较元素非金属性的强弱，可根据其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱进行比较，而不能根据对应氢化物的酸性强弱进行比较，故D错误。
5．下列叙述能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是( )
①HCl的溶解度比H2S大 ②HCl的酸性比氢硫酸强
③HCl的稳定性比H2S强 ④HCl的还原性比H2S强
⑤HClO的酸性比H2SO4强 ⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS ⑦Cl2能与H2S反应生成S ⑧在元素周期表中Cl处于S同周期的右侧 ⑨还原性：Cl－
A．③④⑤⑦⑧⑨ B．仅③⑥⑦⑧
C．③⑥⑦⑧⑨ D．①②③④⑤⑥⑦⑧⑨
答案 C
解析 不能根据氢化物的溶解度、酸性来比较元素原子的得失电子能力强弱，①②错误；HCl的稳定性比H2S强，说明Cl元素的非金属性强，③正确；H2S的还原性比HCl强，④错误；比较原子得电子能力的强弱，可比较元素的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，HClO不是最高价含氧酸，⑤错误；非金属单质在相同条件下与变价金属反应，产物中变价金属元素的价态越高，说明非金属元素原子得电子能力越强，⑥正确；Cl2与H2S反应置换出S，说明Cl2的氧化性强，则Cl元素的非金属性强，⑦正确；同周期元素自左向右，元素的非金属性逐渐增强，⑧正确；阴离子的还原性越强，对应元素的非金属性越弱，⑨正确。
6．A、B、C、D四种非金属元素，单质的氧化性：BHA；B、C常见离子的核外电子数相等，且元素原子序数：CA．A、B、C、D B．B、A、C、D
C．D、A、B、C D．B、A、D、C
答案 C
解析 非金属元素的单质氧化性越强，元素原子的得电子能力越强，则得电子能力：A>B；气态氢化物越稳定，元素原子的得电子能力越强，已知气态氢化物的稳定性：HD>HA，则元素原子的得电子能力：D>A；由B、C常见离子的核外电子数相等，且元素原子序数：B>C，说明B、C处在同一周期，且B位于C右侧，同周期元素自左向右，元素原子的得电子能力增强，则元素原子的得电子能力：B>C。
7．等量镁铝合金粉末分别与下列4种过量的溶液充分反应，放出氢气最多的是( )
A．2 mol·L－1 H2SO4溶液
B．18 mol·L－1 H2SO4溶液
C．6 mol·L－1 KOH溶液
D．3 mol·L－1 HNO3溶液
答案 A
解析 金属与B、D反应不生成H2，Mg不与碱反应。
应用·实践
8．下列结构示意图所表示的微粒中，得电子能力最强的是( )
A． B．
C． D．
答案 B
解析 A和B分别表示碳原子和氟原子，同周期非金属主族元素，从左到右原子得电子能力逐渐增强，而C和D分别表示钠离子和铝离子，最外层电子数为8，其性质较稳定，所以得电子能力最强的是氟，故选B。
9．同一短周期的元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，下列叙述正确的是( )
A．单质的化学活泼性：WB．原子最外层电子数：WC．单质的氧化能力：WD．元素的最高正化合价：W答案 B
解析 同一短周期的元素原子，从左至右最外层电子数依次增大，B正确；若Z为0族元素，则Z的单质最不活泼且氧化能力最低，A、C错误；若Z为F，F无正价，D错误。
10．下列递变规律不正确的是( )
A．HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次增强
B．钠、镁、铝的还原性依次减弱
C．HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱
D．P、S、Cl三种元素的最高正化合价依次升高
答案 A
解析 非金属性：Cl>S>P，元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次减弱，故A错误；金属性：Na>Mg>Al，元素的金属性越强，对应的单质的还原性越强，则钠、镁、铝的还原性依次减弱，故B正确；非金属性：Cl>S>P，元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，故C正确；P、S、Cl三种元素原子的最外层电子数分别为5、6、7，最高正化合价分别为＋5、＋6、＋7，故D正确。
11．X、Y是同周期非金属元素，已知X元素原子比Y元素原子半径大，则下列叙述正确的是( )
A．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的强
B．X的阴离子比Y的阴离子的还原性强
C．X的非金属性比Y的强
D．X的气态氢化物比Y的稳定
答案 B
解析 题述X、Y是同周期非金属元素，因原子半径：X>Y，故X位于Y左侧，原子序数：Y>X。依据同周期元素性质的递变规律知，非金属性：XX，最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>X，阴离子的还原性：X>Y，故B正确。
12．已知同周期的X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序为HZO4>H2YO4>H3XO4，下列说法正确的是( )
A．三种元素的原子序数按Z、Y、X的顺序增大
B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱
C．原子半径按X、Y、Z的顺序增大
D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序增强
答案 D
解析 由三种元素最高价氧化物的水化物的化学式可知，X、Y、Z的最高化合价分别为＋5、＋6、＋7，它们分别处在同一周期的ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族，故三种元素的原子序数：XY>Z；单质的氧化性：X13．相同质量的下列物质分别与等浓度的NaOH溶液反应，至体系中均无固体物质，消耗碱量最多的是( )
A．Al B．Al(OH)3
C．AlCl3 D．Al2O3
答案 A
解析 根据反应方程式可得：
Al ～ NaOH Al(OH)3 ～ NaOH
27 g 1 mol 78 g 1 mol
AlCl3 ～ 4NaOH Al2O3 ～ 2NaOH
133.5 g 4 mol 102 g 2 mol
Al消耗碱量最多。
14．R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期主族元素，下列说法中一定正确的是(m、n均为正整数)( )
A．若R(OH)n为强碱，则W(OH)n＋1也为强碱
B．若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素
C．若Y的最低化合价为－2，则Z的最高正化合价为＋7
D．若X的最高正化合价为＋5，则五种元素都是非金属元素
答案 B
解析 R(OH)n为强碱，W(OH)n＋1不一定为强碱，故A错误；HnXOm为强酸，说明X非金属性强，Y比X更强，且知Y不是稀有气体元素，B正确；若Y为氧元素，Z为F，无正价，C错误；若五种元素同为第3周期，当X最高正化合价为＋5价时，R为金属元素，D错误。
迁移·创新
15．同周期主族元素从左到右失电子能力逐渐减弱。某研究性学习小组为了用实验的方法验证镁和铝的失电子能力强弱，学生甲和学生乙分别设计了两种不同的方案。
方案一：学生甲用水作试剂，比较镁和铝与水反应的情况
方案二：学生乙用稀盐酸作试剂，比较镁和铝与稀盐酸反应的情况
回答下列问题：
(1)上述两个实验方案中实验现象较为明显的是方案________。
(2)学生乙在实验时取了一段黑色的镁带投入稀盐酸中，现象并不明显，请分析原因：__________________。
(3)学生丙用镁、铝的可溶性盐溶液及一些其他化学试剂进行实验也得出了正确结论，简述学生丙采用的方法：_________________________________________
___________________________________________________________________。
答案 (1)二 (2)未除去镁表面的氧化膜
(3)取氢氧化钠溶液将其分别逐滴加入镁、铝的可溶性盐溶液中，均产生白色沉淀，当加入的NaOH溶液过量时，可使生成的Al(OH)3溶解，而Mg(OH)2不溶
解析 (1)由于金属镁、铝与盐酸反应较快，所以方案二现象较明显。
(2)镁表面有氧化物薄膜，使反应现象不明显。
(3)Al(OH)3能溶于强碱而Mg(OH)2不能，说明Al(OH)3是两性氢氧化物，故氢氧化铝的碱性比氢氧化镁弱，则铝的失电子能力比镁弱。
第3节 元素周期表的应用
第1课时 认识同周期元素性质的递变规律
核心素养发展重点
学业要求
结合实验事实认识元素性质呈周期性变化的规律。
1.以第3周期元素为例，掌握同周期元素性质的递变规律。
2.能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。
学生自主学习
第3周期元素原子得失电子能力的比较
1．钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较
(1)钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究
(2)钠、镁、铝最高价氧化物对应的水化物的碱性比较
(3)氢氧化铝既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠反应，表现出两性。其离子方程式分别为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O、Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－。
2．硅、磷、硫、氯得电子能力的比较
(1)单质与H2化合的难易程度为Si(2)生成气态氢化物的稳定性强弱顺序为SiH4(3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为H2SiO3结论：硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱顺序为Cl>S>P>Si。
同周期元素原子得失电子能力的变化规律
1．规律：同周期从左到右，元素的原子得电子能力增强，失电子能力减弱。
2．理论解释
课堂互动探究
一、元素原子失电子能力的判断
1．元素原子得(失)电子数目越多，得(失)电子能力越强吗？
提示：元素原子得失电子能力只与得失电子的难易程度有关，而与得失电子的数目无关。
2．同周期元素性质的递变与元素原子的核外电子排布是否有关？
提示：同周期元素性质的递变与元素原子的核外电子排布有关系，因为同周期从左到右元素的原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，导致得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。
1．同周期元素原子失电子能力的递变规律
同周期各元素原子的核外电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。
2．同周期元素从左到右性质的递变规律
根据第3周期元素性质的递变规律可总结出同周期元素性质的递变规律如下表：
项目
同周期元素(稀有气体元素除外，从左到右)
核电荷数
依次增多
最外层电子数
由1递增至7(第1周期除外)
主要化合价
一般情况下，最高化合价由＋1递增到＋7(O、F除外)，最低化合价由－4递增到－1
原子半径
逐渐减小
元素原子得失电子能力
失电子能力逐渐减弱
金属性与非金属性
金属性逐渐减弱
知识拓展
元素原子失去电子能力的判断依据
(1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力越强。
(2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。
(3)金属与水或酸置换出氢时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。
(4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。
(5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。
1．下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是( )
A．根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强
B．用Na来置换MgCl2溶液中的Mg，来验证Na的金属性强于Mg
C．根据Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应，说明金属性：Al>Mg
D．根据碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、铝金属性依次减弱
答案 D
解析 A项应该根据金属失电子的难易来决定，易失电子的金属性较强，不正确；B项中钠首先要跟MgCl2溶液中的水反应，不能置换出Mg，不正确；C项判断依据错误；D正确。
2．有三种金属元素A、B、C，在相同条件下，B的最高价氧化物的水化物碱性比A的最高价氧化物的水化物碱性强；A可以从C的盐溶液中置换出C。则这三种元素的金属性由强到弱的顺序正确的是( )
A．A>B>C B．B>A>C
C．B>C>A D．C>B>A
答案 B
解析 根据元素金属性强弱的比较方法及题意可知，由于B的最高价氧化物的水化物碱性比A的强，所以元素B的金属性比A的强；由于A可以从C的盐溶液中置换出C，所以A的金属性比C的强，故选B。
规律方法
比较元素的金属性强弱，可根据金属与水、酸反应的剧烈程度以及最高价氧化物对应水化物的碱性强弱等多个角度判断，注意把握比较的角度，结合常见物质的性质解答。
二、元素原子得电子能力强弱的判断
1．非金属元素单质与H2反应的条件越难，生成相应的氢化物越稳定？
提示：不对。非金属元素单质与H2反应的条件越易，生成相应的氢化物才越稳定。
2．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？
提示：不对。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。
1．同周期元素原子得电子能力的递变规律
在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但从左至右核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。
2．探究硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力强弱
知识拓展
一、元素原子得到电子能力的判断依据
(1)同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体)。
(2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。
(3)非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的气态氢化物越稳定，得电子能力越强。
(4)不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力M>N。
二、铝及其重要化合物
(一)铝
1．存在：铝在地壳中的含量仅次于氧和硅，居第三位。
2．物理性质：银白色固体，质软，密度小，导电性仅次于金、银和铜。
3．化学性质
(1)与酸反应：2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑。
(2)与碱溶液反应：2Al＋2NaOH＋6H2O===2Na[Al(OH)4]＋3H2↑。
(3)与非金属反应：4Al＋3O22Al2O3。
(4)铝热反应：2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3。
4．合金及其制品
(1)形成：铝中加入其他元素(如铜、镁、硅、锌、锂等)熔合而形成铝合金。
(2)性能：密度小、强度高、塑性好、易于成型、制造工艺简单、成本低廉等。
(二)铝的重要化合物
1．氧化铝(Al2O3)——两性氧化物
(1)物理性质
氧化铝是难溶于水的白色固体。
(2)化学性质
Al2O3属于两性氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应，离子方程式分别为：Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O，Al2O3＋2OH－＋3H2O===2[Al(OH)4]－。
2．氢氧化铝[Al(OH)3]——两性氢氧化物
(1)物理性质：氢氧化铝是难溶于水的白色胶状固体。
(2)化学性质
Al(OH)3属于两性氢氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应，反应的离子方程式分别为：
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O，
Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－。
(3)制备
可以通过可溶性铝盐与碱反应制得，如AlCl3溶液与氨水反应的离子方程式为：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH。
(三)铝及其化合物间的转化关系
(四)有关铝及其化合物图像问题的判断及计算
3．下列关于元素性质的有关叙述中不正确的是( )
A．S、Cl的原子半径依次减小
B．Na、Mg的失电子能力依次增强
C．O、F的简单氢化物的稳定性依次增强
D．Si、P的最高价含氧酸的酸性依次增强
答案 B
解析 同周期从左向右原子半径减小，则S、Cl的原子半径依次减小，故A正确；同周期从左向右金属性减弱，则Na、Mg的失电子能力依次减弱，故B错误；非金属性越强，对应氢化物越稳定，则O、F的简单氢化物的稳定性依次增强，故C正确；非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，则Si、P的最高价含氧酸的酸性依次增强，故D正确。
4．向一定量的下列物质中逐滴加入氢氧化钠溶液，先生成白色沉淀，后沉淀逐渐溶解。这种物质是( )
A．MgSO4 B．Na[Al(OH)4]
C．AlCl3 D．FeCl3
答案 C
解析 AlCl3与NaOH反应先生成Al(OH)3沉淀，继续加入NaOH，Al(OH)3溶解生成Na[Al(OH)4]。
规律方法
(1)非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性HClO(2)原子在反应中获得电子数目的多少与元素非金属性的强弱无关。如不能用Cl在反应中得到1个电子，S在反应中得到2个电子，说明非金属性S>Cl。
(3)无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性HCl>H2S说明非金属性Cl>S。
本课小结
1．同周期主族元素(稀有气体元素除外)原子结构与性质的递变规律
2.
课时作业
学习·理解
1．卤族元素是最活泼的一族非金属元素，下列关于卤族元素的说法正确的是( )
A．卤素单质的最外层电子数都是7
B．从上到下，卤素原子的电子层数依次增多，原子半径依次减小
C．从F到I，原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，原子得电子能力依次减弱
D．卤素单质与H2化合的容易程度为F2答案 C
解析 卤素原子的最外层电子数都是7，A错误；从上到下，卤素原子的电子层数依次增多，原子半径依次增大，B错误；从F到I，原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，原子得电子能力依次减弱，C正确；卤素单质与H2化合的容易程度为F2>Cl2>Br2>I2，D错误。
2．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是碱金属元素原子中半径最小的原子，B正确；Li、Na、K的最外层都只有一个电子，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。
3．具有下列结构的原子一定属于碱金属元素的是( )
A．最外层只有一个电子
B．最外层电子数为次外层电子数的一半
C．M层电子数为K层电子数的
D．最外层电子数是电子层数的3倍
答案 C
解析 原子的最外层只有一个电子的元素，除碱金属元素以外，还可能是H元素，也可能是Cr、Cu等少数过渡元素，A错误；原子的最外层电子数为次外层电子数的一半，可以是Li、Si元素，B错误；原子的M层电子数为K层电子数的，只能是Na元素，C正确；原子的最外层电子数是电子层数的3倍，只能是O元素，D错误。
4．下列关于卤素的叙述不正确的是( )
A．随核电荷数递增，卤素单质的熔、沸点升高
B．随核电荷数递增，卤化氢的稳定性增强
C．随核电荷数递增，卤素离子的还原性增强
D．随核电荷数递增，卤素原子半径增大
答案 B
解析 卤族元素从上到下，单质熔、沸点逐渐升高，A正确；同主族元素从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，对应简单氢化物的稳定性逐渐减弱，B错误；卤族元素从上到下，单质氧化性逐渐减弱，对应X－的还原性逐渐增强，C正确；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，D正确。
5．下列关于卤素(元素符号用X表示)的叙述中正确的是( )
A．从F2→I2，卤素单质的颜色随相对分子质量增大而逐渐加深
B．HX都极易溶于水，HX的热稳定性随X的核电荷数增加而增强
C．卤素单质与水反应均可用X2＋H2O??HXO＋HX表示
D．X－的还原性依次为F－答案 A
解析 氟气是淡黄绿色、氯气是黄绿色、溴是红棕色、碘是紫黑色，故从F2→I2，卤素单质的颜色随相对分子质量增大而逐渐加深，A正确；HX都极易溶于水，HX的热稳定性随X的核电荷数增加而减弱，B错误；卤素单质与水反应不能都用X2＋H2O??HXO＋HX表示，如2F2＋2H2O===4HF＋O2，C错误；卤族元素从上到下，单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强，除氟气外，相对分子质量小的卤素单质均可将相对分子质量大的卤素从其盐溶液中置换出来，D错误。
6．镭(Ra)位于元素周期表中第7周期ⅡA族，下列关于镭的单质及其化合物的性质推测错误的是( )
A．镭的原子半径比钙的大
B．氯化镭的化学式为RaCl2
C．单质镭不能与水反应产生氢气
D．氢氧化镭的碱性比氢氧化钙的强
答案 C
解析 同主族元素从上到下，元素的原子半径逐渐增大，A正确；镭位于ⅡA族，所以镭的最高正化合价为＋2，则氯化镭的化学式为RaCl2，B正确；同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性也逐渐增强，镁、钙都能与水反应产生氢气，所以单质镭也能与水反应产生氢气，C错误，D正确。
7．下列对碱金属的叙述，其中完全不正确的组合是( )
①钾通常保存在煤油中，以隔绝与空气的接触
②碱金属常温下呈固态，取用时可直接用手拿
③碱金属中还原性最强的是钾
④碱金属阳离子，氧化性最强的是Li＋
⑤碱金属的原子半径和离子半径都随核电荷数的增大而增大
⑥从Li到Cs，碱金属的密度越来越大，熔、沸点越来越高
A．②③⑥ B．②③④ C．④⑤⑥ D．①③⑤
答案 A
解析 ②中碱金属不可直接用手拿，否则会和手上的汗水反应生成强碱而腐蚀皮肤；③碱金属中还原性最强的不是钾；⑥从Li到Cs，密度呈增大趋势，但K的密度小于Na；碱金属的熔、沸点越来越低。所以②③⑥错误，故选A。
应用·实践
8．关于F、Cl、Br、I性质的比较，下列说法不正确的是( )
A．酸性：HIO4B．还原性：HF>HCl>HBr>HI
C．单质的颜色随核电荷数的增加而加深
D．与氢气反应的剧烈程度：I2答案 B
解析 因非金属性：Cl>Br>I，则最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4>HBrO4>HIO4，A正确；从F→I，卤族元素的非金属性逐渐减弱，对应氢化物的还原性逐渐增强，B错误；卤族元素由上到下，单质的颜色逐渐加深，依次是浅黄绿色、黄绿色、红棕色、紫黑色，C正确；卤族元素的非金属性随着原子序数增大而减弱，元素的非金属性越强，其单质与氢气反应越剧烈，则与氢气反应的剧烈程度：I29．已知常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出氯气，现进行氯气的性质实验(如图)。玻璃管内装有分别滴有不同溶液的白色棉球，反应一段时间后，对图中指定部位颜色描述正确的是( )
答案 C
解析 常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出Cl2，Cl2的颜色是黄绿色，①处充满黄绿色的Cl2；Cl2进入玻璃管后与②处NaBr溶液发生置换反应生成Br2，溴的水溶液颜色为橙色，所以②处的白色棉球变为橙色；Cl2和③处KI溶液反应置换出I2，淀粉溶液遇I2变蓝，③处棉球变为蓝色；④处Cl2与NaOH溶液反应生成NaCl、NaClO，棉球本身是白色的，所以④处的颜色为白色。
10．下列各组比较不正确的是( )
A．锂与水反应不如钠与水反应剧烈
B．还原性：K>Na>Li，故K可以从NaCl溶液中置换出金属钠
C．熔、沸点：Li>Na>K
D．碱性：LiOH答案 B
解析 锂的金属性比钠弱，与水反应不如钠剧烈，故A正确；虽然单质的还原性强弱顺序为K>Na>Li，但K不能置换出NaCl溶液中的钠，而是先和水反应，故B错误；碱金属元素从Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，即熔、沸点：Li>Na>K，故C正确；从Li到Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，其最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，即碱性：LiOH11．下列物质的性质比较，正确的是( )
A．气态氢化物的稳定性：HF>HCl>H2S
B．碱性：NaOH>KOH>RbOH
C．还原性：F－>Cl－>Br－>I－
D．酸性：H2SO4>HClO4>HBrO4
答案 A
解析 元素的非金属性越强，对应气态氢化物的稳定性越强，故气态氢化物的稳定性：HF>HCl>H2S，A正确；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：RbOH>KOH>NaOH，B错误；非金属单质的氧化性越强，对应简单阴离子的还原性越弱，则还原性：F－H2SO4，D错误。
12．下列有关物质性质的比较正确的是( )
①同主族元素从上到下，单质的氧化性逐渐减弱，熔点逐渐降低 ②元素的非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越弱 ③单质与水反应的剧烈程度：F2>Cl2>Br2>I2 ④元素非金属性越强，对应气态氢化物水溶液的酸性越强 ⑤还原性：S2－>Se2－ ⑥碱性：NaOH>Mg(OH)2
A．①③ B．②④ C．③⑥ D．⑤⑥
答案 C
解析 同主族非金属元素从上到下，单质的氧化性逐渐减弱，熔点逐渐升高，①错误；元素的非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越强，②错误；元素的非金属性越强，其单质与水反应越剧烈，③正确；元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性不一定越强，例如非金属性：F>Cl，而酸性：HF13．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(K反常)；卤素单质的熔、沸点随着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。
14．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，使我国时间频率基准的精度从30万年不差1秒提高到600万年不差1秒，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6周期ⅠA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________。
(2)铯单质与水剧烈反应，放出________色气体，生成的溶液使紫色石蕊试纸显________色。
(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 (2)无 蓝 (3)强
解析 (1)铯在元素周期表中位于第6周期ⅠA族，则铯原子核外共有6个电子层，最外层电子数为1。
(2)金属性：Cs>Na，故Cs与水反应更剧烈，反应的化学方程式为2Cs＋2H2O===2CsOH＋H2↑，生成物为氢气和氢氧化铯(水溶液显碱性)，则观察到有无色气体生成，生成的溶液使紫色石蕊试纸显蓝色。
(3)同主族元素从上到下金属性逐渐增强，则铯单质的还原性比钠单质的还原性强。
迁移·创新
15．下表为元素周期表的一部分，请参照元素①～⑧在表中的位置，用化学用语回答下列问题：
(1)④⑤⑥的原子半径由大到小的顺序为________________。
(2)②③⑦的最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序是________________。
(3)⑥的单质与⑤的最高价氧化物对应的水化物发生反应的化学方程式：____________________________________________。
(4)由表中元素形成的常见物质X、Y、Z、M、N可发生如图所示的反应，则X与Y在水中反应的离子方程式为________________________________。
答案 (1)r(Na)>r(Al)>r(O)
(2)HNO3>H2CO3>H2SiO3
(3)2Al＋2NaOH＋6H2O===2Na[Al(OH)4]＋3H2↑
(4)Al3＋＋3NH3＋3H2O===Al(OH)3↓＋3NH
解析 根据元素在周期表中的分布，可以知道①是H，②是C，③是N，④是O，⑤是Na，⑥是Al，⑦是Si，⑧是Cl。
(1)电子层数越多原子半径越大，则r(Al)>r(O)，电子层数相同的主族元素原子，核电荷数越多半径越小，则r(Na)>r(Al)，故r(Na)>r(Al)>r(O)。
(2)②、③是C、N，是同周期主族元素，根据元素周期律：从左到右元素非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，所以酸性：HNO3>H2CO3；②、⑦是C、Si，是同主族元素，根据元素周期律：从上到下元素非金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，所以酸性：H2CO3>H2SiO3。
(3)⑥的单质Al与⑤的最高价氧化物对应的水化物NaOH发生反应生成四羟基合铝酸钠和氢气，化学方程式：2Al＋2NaOH＋6H2O===2Na[Al(OH)4]＋3H2↑。
(4)由题图可知，M是仅含非金属元素的盐，所以一定是铵盐；结合ZN―→⑥的单质，⑥是金属铝，所以推断N是氧化铝，电解生成金属铝，Z是氢氧化铝，受热分解生成氧化铝；结合反应：X＋Y＋H2O―→Al(OH)3↓＋NH可知，反应的离子方程式为Al3＋＋3NH3＋3H2O===Al(OH)3↓＋3NH。
第2课时 研究同主族元素的性质
核心素养发展重点
学业要求
从物质的微观结构说明同类物质具有相似性质的原因，解释同类物质的性质变化规律。
能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、比较元素及其化合物的性质。
学生自主学习
1.卤族元素原子结构和性质的相似性和递变性
(1)卤族元素原子结构和性质的相似性
①原子的最外电子层都有7个电子；
②最高正价除F外均显＋7价，最低负价为－1价；
③气态氢化物的通式为HX(X表示卤素)；
④最高价氧化物对应的水化物的通式为HXO4(F除外)，且都具有很强的酸性；
⑤在氧化还原反应中，它们的单质常做氧化剂。
(2)卤族元素原子结构和性质的递变性
2．碱金属元素原子结构和性质的相似性和递变性
(1)碱金属元素原子结构和性质的相似性
①原子的最外电子层都有1个电子；
②最高化合价均为＋1价；
③都是活泼的金属元素，单质都能与氧气、水等物质发生反应；
④最高价氧化物对应的水化物一般具有很强的碱性。
(2)碱金属元素原子结构和性质的递变性
3．结论及解释
(1)结论：同主族元素性质既具有相似性又有递变性。
(2)解释
课堂互动探究
一、卤族元素性质的相似性与递变性
写出证明卤族元素单质的氧化性由上到下逐渐减弱的离子方程式。
提示：Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－，Cl2＋2I－===I2＋2Cl－，Br2＋2I－===I2＋2Br－。
1．卤素单质性质的相似性
(1)与H2反应：X2＋H22HX(I2与H2的反应为可逆反应)。
(2)与活泼金属(如Na)反应：2Na＋X22NaX。
(3)与H2O反应
①X2＋H2O??HX＋HXO(X＝Cl、Br、I)；
②2F2＋2H2O===4HF＋O2。
2．卤素单质性质的递变性
(1)氧化性与还原性
随着原子序数的递增：卤素单质的氧化性逐渐减弱，卤素阴离子的还原性逐渐增强。
①单质间的置换反应
Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－，
Cl2＋2I－===I2＋2Cl－，
Br2＋2I－===I2＋2Br－。
②卤素单质与变价金属(如Fe)反应时，F2、Cl2、Br2生成高价卤化物(如FeX3)，而I2只能生成低价卤化物(如FeI2)。
(2)与H2反应的难易及氢化物稳定性
随着原子序数的递增，与H2反应越来越难，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱。
F2＋H2===2HF(暗处发生爆炸)，HF很稳定，
Cl2＋H22HCl，HCl较稳定，
Br2＋H22HBr，HBr不如HCl稳定，
I2＋H22HI，HI不稳定。
(3)HF为弱酸，HCl、HBr、HI均为强酸，且其酸性逐渐增强。
1．下列关于卤族元素的说法正确的是( )
A．从HF、HCl、HBr、HI的酸性递增的事实，推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律
B．卤族元素的单质只有氧化性
C．从F到I，原子得电子能力逐渐减弱
D．卤素单质与H2化合的难易程度按F2、Cl2、Br2、I2的顺序由难变易
答案 C
解析 F、Cl、Br、I的非金属性逐渐减弱，但HF、HCl、HBr、HI的酸性逐渐增强，A错误；氯气、溴、碘既有氧化性又有还原性，B错误；从F到I，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，C正确；元素的非金属性越强，其单质与氢气越容易化合，非金属性F>Cl>Br>I，所以卤素单质与氢气化合按F2、Cl2、Br2、I2的顺序由易变难，D错误。
2．有关卤族元素性质的叙述正确的是( )
A．沸点：F2>I2 B．酸性：HClO4>HBrO4
C．氧化性：I2>Cl2 D．非金属性：Br>F
答案 B
解析 从F到I，卤素单质的沸点逐渐升高，A错误；从F到I，卤族元素的非金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱(F无最高价氧化物对应的水化物)，卤素单质的氧化性逐渐减弱，B正确，C、D错误。
规律方法
(1)F无含氧酸，因为F无正价，HClO4是酸性最强的含氧酸。
(2)元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，或从与氢气生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性来判断。
二、碱金属元素性质的相似性与递变性
1．元素周期表中ⅠA族元素全部是碱金属元素吗？
提示：ⅠA族元素除H外均属于碱金属元素。
2．将钾投入到氯化钠或硫酸铜溶液中能否置换出钠或铜？
提示：不能。钾很活泼，会与溶液中的水反应。
1．碱金属物理性质变化规律
随着原子序数的递增，碱金属单质的密度逐渐增大(钾反常)，熔、沸点逐渐降低。
2．碱金属性质的递变规律
(1)随着原子序数的递增，碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强，金属单质的还原性逐渐增强。
(2)随着原子序数的递增，碱金属单质与氧气反应越来越容易，生成的氧化物越来越复杂；与水反应越来越剧烈。
①Li与O2反应可生成Li2O，Na与O2反应可生成Na2O、Na2O2，而K与O2反应可生成KO2等。
②K与H2O反应会发生轻微爆炸，而Rb和Cs遇水发生剧烈爆炸。
③LiOH微溶，其他碱金属元素的最高价氧化物对应水化物均为易溶于水的强碱。
知识拓展
(1)碱金属单质与水反应的通式：2R＋2H2O===2ROH＋H2↑(R代表碱金属单质)。
(2)钾与钠均保存在煤油中，锂一般保存在石蜡中。
3．下列关于锂、钠、钾、铷、铯元素的叙述不正确的是( )
①氢氧化物中碱性最强的是CsOH ②单质熔点最高的是铯 ③其单质与O2反应均可得到多种氧化物 ④其单质的密度依次增大，均要保存在煤油中 ⑤其单质的还原性依次增强 ⑥其对应阳离子的氧化性依次增强
A．①③⑤ B．②④⑥
C．②③④⑥ D．①⑤
答案 C
解析 根据元素周期律可知，Li、Na、K、Rb、Cs的金属性逐渐增强，氢氧化物中碱性最强的为CsOH，①正确；单质熔点最高的为Li，②错误；Li与O2反应时只生成Li2O，③错误；K的密度小于Na的密度，反常，Li的密度小于煤油的密度，常保存在石蜡中，④错误；由于Li、Na、K、Rb、Cs的金属性依次增强，故其单质的还原性依次增强，对应阳离子的氧化性依次减弱，⑤正确，⑥错误。
4．有关碱金属的说法不正确的是( )
A．均为ⅠA族元素，最外层均有1个电子
B．单质的还原性：Li>Na>K>Rb>Cs
C．碱性：LiOHD．从Li到Cs，核电荷数依次增加，电子层数、原子半径依次增大
答案 B
解析 碱金属元素位于周期表ⅠA族，主族序数等于元素原子核外最外层电子数，故碱金属元素原子的最外层电子数为1，A正确；同主族元素从上到下，原子的核外电子层数依次增加，失电子能力逐渐增强，单质的还原性逐渐增强，还原性：Li规律方法
元素金属性强弱的判断方法
比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失电子能力的强弱，越易失去电子，金属性越强。
(1)根据元素原子结构判断
①当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失去电子，金属性越强。即同一主族元素从上到下，金属性逐渐增强。
②当电子层数相同时，核电荷数越多，原子半径越小，越难失去电子，金属性越弱。即同一周期元素从左到右，金属性逐渐减弱。
(2)根据元素单质及其化合物的相关性质判断
①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。如钠与冷水剧烈反应，镁与冷水缓慢反应，则金属性：Na>Mg。
②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。如碱性KOH>NaOH>LiOH，则金属性K>Na>Li。
(3)根据金属活动性顺序表判断
除ⅠA族、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化合物中置换出来。如2Al＋3Hg(NO3)2===2Al(NO3)3＋3Hg，则金属性Al>Hg。
(4)根据金属阳离子的氧化性强弱判断
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。
本课小结
课时作业
学习·理解
1．在元素周期表中的金属元素和非金属元素的分界线附近可以找到( )
A．耐高温材料 B．新型农药材料
C．半导体材料 D．新型催化剂材料
答案 C
解析 半导体材料分布在元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线附近。
2．砷为第4周期ⅤA族元素，根据它在周期表中的位置推测，砷不可能具有的性质是( )
A．AsH3比NH3稳定性强
B．可以存在－3、＋3、＋5等多种化合价
C．As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱
D．砷的非金属性比磷弱
答案 A
解析 N、P、As均为ⅤA族元素，分别位于第2、3、4周期，根据元素周期律判断，As比P非金属性弱，NH3比AsH3稳定性强，H3AsO4(As2O5的对应水化物)的酸性比H3PO4弱。As与N、P同在ⅤA族，N和P都有－3、＋3、＋5的化合价，则As也有－3、＋3、＋5的化合价。
3．已知某元素的最高化合价为＋7价，下列说法中正确的是( )
A．该元素在元素周期表中一定处于ⅦA族
B．该元素可能是氟元素
C．该元素的某种化合物可能具有漂白性
D．该元素的单质没有还原性
答案 C
解析 元素的最高化合价为＋7价，可能位于ⅦA族或ⅦB族，A错误；氟元素没有正价，B错误；可能为氯元素，氯元素形成的次氯酸有漂白性，C正确；若为氯气，氯气与水反应生成盐酸和次氯酸，氯气既作氧化剂又作还原剂，有还原性，D错误。
4．2016年IUPAC命名117号元素为Ts(中文名“”，tián)，Ts的原子核外最外层电子数是7。下列说法不正确的是( )
A．Ts是第7周期ⅦA族元素
B．Ts的同位素原子具有相同的电子数
C．Ts在同族元素中非金属性最弱
D．HTs易溶于水，稳定性强，还原性强
答案 D
解析 元素周期表中第7周期0族为118号元素。117号元素位于118号左侧，即ⅦA族，所以Ts是第7周期ⅦA族元素，A正确；同位素是同种元素的不同原子，因此Ts的同位素原子具有相同的电子数，B正确；同主族元素从上到下非金属性依次减弱，所以Ts在同族元素中非金属性最弱，C正确；同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性减弱，所以HTs的稳定性较弱，D错误。
5．下列说法中不正确的是( )
A．硅是非金属元素，但它的单质是灰黑色有金属光泽的固体
B．硅的导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料
C．硅的化学性质不活泼，常温下不与任何物质反应
D．自然界中不存在游离态的硅
答案 C
解析 硅常温下可与F2、HF、NaOH溶液等发生反应。
6．关于硅的化学性质的叙述中，不正确的是( )
A．在常温下，不与任何酸反应
B．在常温下，可与强碱溶液反应
C．在加热条件下，能与氧气反应
D．单质硅的还原性比碳的还原性强
答案 A
解析 A项，在常温下，Si能与氢氟酸反应，不正确；Si在常温下能与强碱溶液反应，加热条件下也能与Cl2、O2等反应，B、C正确；碳和硅最外层电子数相同，化学性质相似，但硅比碳易失电子，还原性比碳强，D正确。
7．下列物质的变化，不能通过一步化学反应完成的是( )
A．CO2→H2CO3 B．SiO2→Na2SiO3
C．SiO2→H2SiO3 D．Na2O2→Na2CO3
答案 C
解析 SiO2不能与水直接反应生成H2SiO3。
应用·实践
8．世界著名的科技史专家、英国剑桥大学的李约瑟博士考证说：“中国至少在距今3000年以前，就已经使用玻璃了。”下列有关普通玻璃的说法不正确的是( )
A．制普通玻璃的原料主要是纯碱、石灰石和石英
B．玻璃在加热熔化时有固定的熔点
C．普通玻璃的成分主要是硅酸钠、硅酸钙和二氧化硅
D．盛放烧碱溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，是为了防止烧碱跟二氧化硅反应生成硅酸钠而使瓶塞与瓶口粘在一起
答案 B
解析 制普通玻璃的原料主要是纯碱、石灰石和石英，发生的化学反应有SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑，SiO2＋CaCO3CaSiO3＋CO2↑，石英过量，故普通玻璃的成分主要是硅酸钠、硅酸钙和二氧化硅，A、C正确；玻璃是混合物，在加热熔化时无固定的熔点，B错误；盛放烧碱溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，是为了防止烧碱跟二氧化硅反应SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O，生成硅酸钠而使瓶塞与瓶口粘在一起，因此碱液只能储存在带橡胶塞的细口瓶中。
9．只含SiO2杂质的石灰石样品，在高温下灼烧得到的残留物经检验为一纯净物，则原样品中SiO2的质量分数为( )
A．62.5% B．40% C．37.5% D．28.5%
答案 C
解析 由反应方程式：SiO2＋CaCO3CaSiO3＋CO2↑知：若为纯净物，n(SiO2)∶n(CaCO3)＝1∶1，SiO2的质量分数为×100%＝37.5%。
10．能证明碳酸比硅酸酸性强的实验事实是( )
A．CO2是气体，SiO2是固体
B．高温下能发生反应：Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑
C．CO2溶于水生成碳酸，而SiO2却不溶于水
D．CO2通入Na2SiO3溶液中有胶状沉淀生成
答案 D
解析 酸性强弱与这种酸的酸酐所处的状态和化学活动性无关，所以A、B都不正确；C是它们的物理性质，只有D项强酸制弱酸能够证明。
11．运用元素周期律分析下列推断，其中错误的是( )
A．铍的氧化物的水化物可能具有两性
B．砹单质是一种有色固体，砹化氢很不稳定
C．硒化氢(H2Se)是无色、有毒、比H2S稳定的气体
D．硫酸锶难溶于水
答案 C
解析 A项，铍在元素周期表中位于第2周期ⅡA族，处于金属与非金属交界区，其氧化物的水化物可能具有两性，正确；B项，砹是卤族元素，从氟到砹，元素的非金属性逐渐减弱，氢化物的稳定性逐渐减弱，砹化氢很不稳定，卤素单质的颜色逐渐加深，砹单质是一种有色固体，正确；C项，由于元素的非金属性S>Se，所以相应的氢化物的稳定性H2Se比H2S弱，错误；D项，锶为ⅡA族的元素，同一主族的元素形成的化合物性质相似，CaSO4微弱于水，BaSO4难溶于水，可见硫酸锶难溶于水，正确。
12．有一粗硅，含铁杂质，取等质量的样品分别投入足量的稀盐酸和足量的稀氢氧化钠溶液中，放出等量的氢气，则该粗硅中铁和硅的关系正确的是( )
A．物质的量比为1∶1 B．物质的量比为2∶1
C．质量比为1∶1 D．质量比为2∶1
答案 B
解析 粗硅与盐酸反应是铁与盐酸反应：Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑；粗硅与碱反应是硅与碱反应：Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑因放出等量氢气，则铁与硅的物质的量之比为2∶1，质量比为4∶1。
13．硅是无机非金属材料的主角，硅的氧化物和硅酸盐约占地壳质量的90%以上。
(1)下列物质不属于硅酸盐的是________。
A．陶瓷 B．玻璃
C．水泥 D．生石灰
(2)SiO2是玻璃的主要成分之一，SiO2与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为____________________________________，工艺师常用________(填物质名称)来雕刻玻璃。
(3)用Na2SiO3水溶液浸泡过的棉花不易燃烧，说明Na2SiO3可用作________。Na2SiO3可通过SiO2与纯碱混合高温熔融反应制得，高温熔融纯碱时下列坩埚可选用的是________。
A．普通玻璃坩埚 B．石英玻璃坩埚
C．氧化铝坩埚 D．铁坩埚
(4)工业上常利用反应2C＋SiO2Si＋2CO↑制备硅单质，该反应中所含元素化合价升高的物质是________(填化学式，下同)，氧化剂是________。
答案 (1)D (2)SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O 氢氟酸 (3)防火剂 D (4)C SiO2
解析 (1)生石灰是CaO，为碱性氧化物且不含硅元素，不属于硅酸盐。
(2)SiO2与NaOH溶液反应的化学方程式为SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O。由于SiO2能溶于氢氟酸，因此工艺师常用氢氟酸来雕刻玻璃。
(3)Na2SiO3水溶液又称“水玻璃”，具有阻燃的功能，因此可用作防火剂。SiO2和Na2CO3在高温下反应生成Na2SiO3和CO2，故含SiO2的材料(普通玻璃、石英玻璃)以及Al2O3等都能与Na2CO3在高温下反应，故不能用以上材质的坩埚熔融纯碱。
(4)题给反应中C(碳)被氧化，SiO2中＋4价的硅被还原，因此SiO2做氧化剂。
14．甲、乙两同学在实验过程中发现盛装氢氧化钠溶液的试剂瓶底部有白色粉末状固体。他们利用实验室中的其他药品和仪器对其成分进行了探究。请回答下列问题：
Ⅰ.成分预测
(1)无色玻璃的主要成分是二氧化硅、硅酸钠和硅酸钙；二氧化硅能够与氢氧化钠反应，产物是硅酸钠，而硅酸钠能溶于水。由此两位同学推知该白色粉末状固体是________。
Ⅱ.实验方案
同学甲的实验方案：在试管中加入1 mL该氢氧化钠溶液，再向其中滴加几滴石蕊试液，此时溶液的颜色是蓝色，然后向其中逐滴滴加盐酸，如果溶液颜色能够变为红色，则证明欲检测的氢氧化钠溶液中含有硅酸钠。因为硅酸钠与盐酸反应产生的硅酸能够使石蕊试液变红色。
同学乙的实验方案：在试管中加入1 mL该氢氧化钠溶液，再向其中滴加几滴酚酞试液，此时溶液的颜色是红色，然后向其中逐滴滴加盐酸，直至溶液变为无色，如果溶液中有白色胶状沉淀产生，则证明溶液中有硅酸钠。这是因为硅酸钠可以与酸反应产生溶解度很小的硅酸。
(2)同学________(填“甲”或“乙”)的实验方案合理，写出其中反应的离子方程式：______________________________________________________________ ______________________________________________________________________________。
(3)同学________(填“甲”或“乙”)的实验方案不合理，理由是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(4)为什么可以说用玻璃瓶盛装的氢氧化钠溶液中如果有硅酸钠，就可以证明其中的白色粉末就是(1)中预测的物质？________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案 (1)硅酸钙(或CaSiO3)
(2)乙 H＋＋OH－===H2O；2H＋＋SiO===H2SiO3↓
(3)甲 硅酸不溶于水，所以硅酸不能使溶液显酸性，而该实验过程中溶液变红的原因是滴加的盐酸过量
(4)因为玻璃的主要成分是硅酸钠、二氧化硅和硅酸钙，其中硅酸钠可溶于水，二氧化硅可以与氢氧化钠反应产生可溶性的硅酸钠，如果能够证明氢氧化钠溶液中有硅酸钠，则可以证明玻璃被氢氧化钠溶液部分“溶解”了，玻璃的主要成分中不被溶解的只有硅酸钙
解析 用排除法可以预测该白色粉末可能是CaSiO3；硅酸是一种弱酸，而且硅酸不溶于水，溶液变红是因为加入的盐酸过量，所以同学甲的实验方案不合理；同学乙设计的实验中，产生的胶状沉淀就是硅酸，说明该氢氧化钠溶液中有硅酸钠。
迁移·创新
15．已知W、X、Y、Z是短周期的四种元素，其相关信息与原子半径关系如表所示：
(1)W元素位于元素周期表第________周期________族，W与X形成化合物的化学式为________。
(2)W、X、Z的简单离子半径由大到小的顺序为________(用离子符号表示)。
(3)实验室制备Y的最高价氧化物对应水化物的方法是__________________________________(写出操作方法)，Y的最高价氧化物与X的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式为__________________________________。
(4)Y、Z的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为______________。
答案 (1)2 ⅥA Na2O、Na2O2
(2)r(Cl－)>r(O2－)>r(Na＋)
(3)向Na2SiO3溶液中滴加稀盐酸即可生成H2SiO3
SiO2＋2OH－===SiO＋H2O
(4)HClO4>H2SiO3
解析 W的一种核素的质量数为18，中子数为10，则W为O。X与Ne原子的核外电子数相差1，并结合原子半径关系知，X为Na。Y的单质是一种常见的半导体材料，则Y为Si。Z的非金属性在同周期主族元素中最强，则Z为Cl。
(1)O位于第2周期、ⅥA族，Na与O形成的化合物为Na2O、Na2O2。
(2)W、X、Z的简单离子为O2－、Na＋、Cl－，半径大小为r(Cl－)>r(O2－)>r(Na＋)。
(3)Y的最高价氧化物对应水化物为H2SiO3，实验室制备H2SiO3的操作：向Na2SiO3溶液中滴加稀盐酸即可生成H2SiO3；Y的最高价氧化物为SiO2，X的最高价氧化物对应水化物为NaOH，两者反应的离子方程式为SiO2＋2OH－===SiO＋H2O。
(4)因为非金属性Cl>Si，最高价氧化物对应水化物的酸性HClO4>H2SiO3。
微项目 海带提碘与海水提溴
——体验元素性质递变规律的实际应用
1．以海带提碘和海水提溴为例，体会元素周期律，元素周期表在分析、解决实际问题中的价值。
2．以海带提碘和海水提溴为例，形成物质分离、富集、提取的基本思路。
【项目活动1】 海带提碘
1.
(1)提取碘时海带不能用水洗，以防止洗去海带中的I－，但可用酒精洗；同时海带要干燥，因为湿的海带不易燃烧或燃烧不充分。
(2)灼烧海带温度较高，需在坩埚中进行，不能在烧杯或蒸发皿中进行。
(3)H2O2具有强氧化性，其还原产物为H2O，故H2O2为绿色氧化剂，也可用Cl2氧化I－。
(4)海带提碘的工艺流程
2．萃取、分液的操作方法及注意事项
(1)操作步骤
(2)注意事项
①萃取剂必须具备的三个条件：
a．萃取剂和原溶剂互不相溶、不反应；b.萃取剂和溶质互不发生反应；c.溶质在萃取剂中的溶解度远大于在原溶剂中的溶解度。
②萃取和分液的主要仪器是分液漏斗。
③分液漏斗在使用前要先查漏和查活塞转动是否灵活，再洗净。
④分液时，下层液体从下端导管口放出，上层液体从上口倒出。
1．海带中含有丰富的碘。为了从海带中提取碘，某研究性学习小组设计并进行了以下实验：
请填写下列空白：
(1)步骤⑤所用的主要仪器是________。
(2)步骤③的实验操作名称是________；步骤⑥的目的是从含碘苯溶液中分离出单质碘和回收苯，该步骤的实验操作名称是________。
(3)步骤④反应的离子方程式是__________________________________________。
(4)步骤⑤中，某学生选择用苯来提取碘的理由是__________________________。
(5)请设计一种检验提取碘后的水溶液中是否还有单质碘的简单方法：________________________________________________。
答案 (1)分液漏斗 (2)过滤 蒸馏
(3)2I－＋MnO2＋4H＋===Mn2＋＋I2＋2H2O
(4)苯与水互不相溶，碘在苯中溶解度比水中的大
(5)取少量提取碘后的水溶液于试管中，加入几滴淀粉试液，观察是否出现蓝色(如果变蓝，说明有单质碘)
解析 (1)分液的主要仪器为分液漏斗。
(2)物质的分离方法是：固液分离用过滤，液液不互溶用分液，液液互溶且沸点相差较大用蒸馏。
(3)利用MnO2的强氧化性把I－氧化。
(5)利用I2遇淀粉变蓝检验。
【项目活动2】 海水提溴
1．原理
溴单质的氧化性介于氯气和碘单质的氧化性之间，因此在海水提溴的化工生产中可以选用氯气作氧化剂。
2．步骤
从海水中提取溴，一般要经历浓缩、氧化和提取三个步骤。
①浓缩：海水中Br－的含量一般为0.067 g·L－1，而苦卤(海水晒盐后得到的母液)中Br－的含量大得多，可做提取溴的原料。
②氧化：向苦卤中通入Cl2，发生反应Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2。
③提取：利用溴的挥发性，鼓入热空气或水蒸气，蒸气和吸收剂SO2反应：Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4。
再用Cl2将HBr氧化得到溴单质：2HBr＋Cl2===2HCl＋Br2。
2．地球上大多数的溴元素以离子的形式存在于海水中，故溴常被称为“海洋元素”。
(1)用氯气作氧化剂，以浓缩后的海水为原料可制取溴单质，发生反应的离子方程式为____________________________，制得的溴单质仍然溶解在苦卤中，利用溴的________性，向苦卤中鼓入热空气，就可将溴分离出来。
(2)某同学向溶有溴单质的苦卤中加入某液体，若该液体萃取溴后，处于水层之下，则这种液体可能是________(填“苯”“汽油”或“CCl4”)，选用萃取剂的原则是__________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案 (1)2Br－＋Cl2===2Cl－＋Br2 挥发
(2)CCl4 溶质在萃取剂中的溶解度远远大于在原溶剂中的溶解度；萃取剂必须和原溶剂互不相溶，且萃取剂、原溶剂、溶质之间不反应
解析 (1)Cl2与Br－发生置换反应制得Br2，利用溴的挥发性，向苦卤中通入热空气，使溴随热空气挥发出来。
(2)萃取剂处于水层之下说明萃取剂的密度大于水，故该萃取剂可能是CCl4。
第3课时 预测元素及其化合物的性质
核心素养发展重点
学业要求
提高基于理论进行预测，提出假设的能力和基于实验事实概括、推理得出结论的能力。
能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。
学生自主学习
元素周期表的应用
1．在元素周期表中，有许多我们陌生的元素，我们可以基于对已知元素的认识，利用元素周期律以及对已知元素及其化合物性质的研究思路和方法，研究陌生元素及其化合物的性质。
2．元素的性质通常包括元素化合价、原子半径、元素原子的得失电子能力等，可以根据元素原子结构的特点和元素在元素周期表中的位置认识元素的性质。从物质的类别、元素的化合价、物质中所含有关元素在元素周期表中的位置的角度可以认识有关物质的化学性质。
3．元素周期表已成为化学家的得力工具，为研究物质结构、发现新元素、合成新物质、寻找新材料提供了许多有价值的指导。
硅的存在及用途
硅在地壳中的含量仅次于氧，硅的氧化物及硅酸盐构成了地壳中大部分的岩石、沙子和土壤。计算机
芯片、光导纤维、玻璃仪器等，都是以硅或硅的化合物为材料制成的。
硅及其氧化物的性质
硅原子的最外层有4个电子，最高化合价为＋4价，最低化合价为－4价，硅属于非金属元素；与同周期磷元素相比，其核电荷数较小，原子半径较大，原子核对最外层电子的吸引作用较弱，因此硅元素原子的得电子能力较弱。
硅元素(原子序数为14)位于元素周期表中第3周期ⅣA族，属于非金属元素；二氧化硅(SiO2)属于酸性氧化物，能与碱溶液缓慢反应，高温时能与碱性氧化物反应；二氧化硅中的硅元素为＋4价，因此二氧化硅具有氧化性，能与某些还原剂反应；硅酸(H2SiO3)的酸性弱于碳酸，硅酸可以由硅酸钠(Na2SiO3)与盐酸、硫酸等反应制得。此外，二氧化硅与其他物质一样，还具有一些特殊的性质，例如，二氧化硅虽然属于酸性氧化物，但能与氢氟酸反应，该反应曾用于刻蚀玻璃。
课堂互动探究
一、元素周期表的应用与硅的性质
1．作为非金属单质Si与前面探讨的非金属单质O2、Cl2、S、C、N2、Br2等的性质类似吗？
提示：Si不易与金属反应而易与非金属如：O2、C、Cl2等反应，这是Si与O2、Cl2、Br2等的不同之处。
2．硅能够成为一种重要的半导体材料可能因为它有什么性质？
提示：具有导电性介于导体与绝缘体之间的性质，也就是介于金属与非金属之间的性质。
1．元素周期表中金属元素与非金属元素的分区
金属元素和非金属元素在元素周期表中有相对明确的分区现象。如图所示，虚线左面是金属元素，右面是非金属元素。
(1)在分界线的左侧(ⅠA族)还包括非金属元素氢。
(2)元素周期表的左下方是金属性最强的元素铯(Fr是放射性元素，除外)，右上方是非金属性最强的元素氟。碱性最强的是CsOH，酸性最强的含氧酸是HClO4。
(3)由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于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。
2．元素周期律和元素周期表的意义
(1)利用元素周期律与周期表指导人类发现新元素，并根据元素周期表推断新元素的原子结构和性质。
(2)在生产中的应用
①在元素周期表中金属元素与非金属元素分界处寻找半导体材料；
②在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料，如中学常用的催化剂镍、铁、钒、锰等。
③在元素周期表右上方的非金属元素中选择低毒高效农药所含有的元素，如氯、硫、磷等。
(3)在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，从自然科学上有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。
3．硅的性质
常温下，硅能与F2、HF和强碱溶液反应：
Si＋2F2===SiF4
Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑
Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑
其中Si与HF、Si与强碱溶液反应产生H2是Si的特性。
知识拓展
粗硅在加热条件下和Cl2反应生成SiCl4：Si(粗)＋2Cl2SiCl4↑，SiCl4的沸点较低，受热容易转化为气体，从而达到和固体物质分离的目的，SiCl4和H2在高温条件下可以发生反应生成Si和HCl气体：SiCl4＋2H2Si＋4HCl；这说明硅与HCl不反应，工业上就是利用这种方式由粗硅制纯硅的。
1．如图所示，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。
下列说法正确的是( )
A．虚线左下方的元素均为非金属元素
B．紧靠虚线两侧的元素都是具有金属性和非金属性的金属元素
C．可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等)
D．可在虚线的右上方，寻找耐高温材料
答案 C
解析 A项，虚线左下方的元素均为金属元素，错误；B项，紧靠虚线两侧的元素不一定都是金属元素，如硅是非金属元素，错误；C项，元素周期表中的金属元素和非金属元素分界线附近的元素往往都既具有金属性，也具有非金属性，可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等)，正确；D项，在过渡元素中可寻找耐高温材料，在非金属元素中寻找制农药的元素，错误。
2．硅谷是世界上最知名的电子工业集中地，以硅芯片的设计与制造著称于世。下列有关硅的说法中正确的是( )
A．硅既不易失去电子又不易得到电子，所以既不能做氧化剂，又不能做还原剂
B．硅是构成矿物和岩石的主要元素，硅在地壳中的含量居第一位
C．硅的化学性质不活泼，在自然界中以游离态的形式存在
D．在电子工业中，硅是最重要的半导体材料
答案 D
解析 在一定条件下，硅可以发生氧化还原反应，A错误；硅在地壳中的含量居第二位，B错误；自然界中只有化合态的硅，C错误。
规律方法
元素性质与元素在周期表中位置的关系
→
二、SiO2的性质
从物质的分类看SiO2属于哪一类？可能具有什么性质？
提示：SiO2属于酸性氧化物；它具有酸性氧化物的通性——能与碱、碱性氧化物等反应。
1．SiO2与CO2的比较
2．反应SiO2＋2CSi＋2CO↑是氧化还原反应，二氧化硅是氧化剂，碳是还原剂；该反应的产物是CO，不是CO2。
知识拓展
SiO2和H2SiO3的特性
(1)SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接用它与水反应来制取H2SiO3。
(2)非金属氧化物的熔、沸点一般较低，但SiO2的却很高。
(3)酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O。
(4)H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以有Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3，但在高温下Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑也能发生，原因是CO2是低沸点、易挥发的气体，SiO2是高沸点、难挥发的固体。
(5)无机酸一般易溶于水，但H2SiO3却难溶于水，且易分解：H2SiO3SiO2＋H2O。
3．关于二氧化硅，下列叙述不正确的是( )
A．水晶的主要成分是二氧化硅
B．二氧化硅和二氧化碳在物理性质上有很大差别
C．二氧化硅不溶于水，也不能跟水起反应生成酸
D．二氧化硅是一种酸性氧化物，它不跟任何酸起反应
答案 D
解析 水晶的主要成分为SiO2，A正确；CO2是由分子构成的，而SiO2是Si和O按1∶2组成的空间立体网状结构的晶体，二者物理性质差别很大，B正确；SiO2不溶于水也不与水反应，C正确；SiO2是酸性氧化物，但SiO2能和氢氟酸反应，D不正确。
4．下列物质：①水；②氢氟酸；③烧碱溶液；④浓硫酸；⑤氧化钙；⑥浓硝酸；⑦碳酸钠固体。其中，在一定条件下能与SiO2反应的是( )
A．只有②③⑤⑦ B．只有①③⑤⑥
C．只有①④⑥ D．全部
答案 A
解析 SiO2不与水、浓硫酸、浓硝酸反应，与氢氟酸反应的化学方程式为SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O，与烧碱溶液反应的化学方程式为SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O，与氧化钙反应的化学方程式为SiO2＋CaOCaSiO3，与碳酸钠固体反应的化学方程式为SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑。
本课小结
1．元素周期表中的“位”“构”“性”
2．硅及其重要化合物间的转化关系
