实验活动3
同周期、同主族元素性质的递变
【学习目标与素养】
1．宏观辨识与微观探析：从宏观上通过实验感受不同元素的特点与规律，从微观上辨析同周期、同主族元素的特点，体会微观粒子的变化对宏观物质的性质的影响。
2．证据推理与模型认知：通过物质分类的基本模型，理解元素的原子构成的物质的不同之处，通过结合理论与实际感知化学学习的魅力，为后续的化学知识的学习奠定坚实的方法基础。
3．科学探究与创新意识：熟悉同周期、同主族元素性质递变规律，熟练掌握根据元素周期表推到元素性质的能力，体会化学研究过程中的科学方法。
4．科学精神与社会责任：通过对元素的原子构成的物质的不同的学习和理解，掌握更高效的学习方法，建立高效学习的科学精神。
【学习重难点】
掌握实验探究的方法。
加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。
【学习过程】
一、实验步骤
1．同主族元素性质的递变
（1）在点滴板的3个孔穴中分别滴入3滴NaBr溶液、NaI溶液和新制的氯水，然后向NaBr溶液和NaI溶液各滴入3滴新制的氯水，观察现象。
实验现象：滴入浅黄绿色的氯水后，NaBr溶液______，NaI溶液______。
实验解释（化学方程式）：____________________________________________________。
（2）在点滴板的两个孔穴中分别滴入3滴NaI溶液和溴水，然后向NaI溶液中滴入3滴溴水，观察现象。
实验现象：向NaI溶液中滴入橙色的溴水后，溶液______。
实验解释（化学方程式）：____________________________________________________。
（3）实验结论：卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2。
2．同周期元素性质的递变
（1）比较钠和镁的金属性强弱。
①钠与水的反应、镁与冷水的反应：用砂纸打磨掉镁条表面的氧化物，将两支盛有少量冷水的试管置于试管架上，向其中一支试管中加入一块绿豆粒大小的钠块，向另一支试管中加入一小块已用砂纸打磨好的镁条，并分别向两支试管中滴入3滴酚酞溶液，观察现象。
实验现象：钠_____________，反应后溶液加酚酞______。银白色的镁条_____________，滴加酚酞溶液______。
实验解释（化学方程式）：____________________________________________________。
②镁与热水的反应：向一支试管加入少量冷水，并加入一小块已用砂纸打磨好的镁条，用酒精灯加热至沸腾，滴入3滴酚酞溶液,然后观察现象。并与实验①中镁与冷水反应对照。
实验现象：加热至沸腾后，有______冒出，滴加酚酞溶液变为______。
实验解释（化学方程式）：____________________________________________________。
③实验结论：钠、镁均能与水反应，钠比镁活泼，金属性：Na>Mg。
（2）Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性强弱比较
①向一支试管中加入少量MgCl2溶液，然后逐滴滴加1
mol·L-1
NaOH溶液直至过量，观察现象。
实验现象：产生______。
实验解释（化学方程式）：____________________________________________________。
②向另一支试管中加入少量AlCl3溶液，然后逐滴滴加1
mol·L-1
NaOH溶液直至过量，观察现象。
实验现象：先产生______，后______溶解。
实验解释（化学方程式）：____________________________________________________。
③实验结论：Mg(OH)2不溶于NaOH溶液；Al(OH)3溶于NaOH溶液，显示两性，故碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3。证明金属性：Mg>Al。
二、问题探究
1．实验中所用的氯水为什么要用新制作的？
___________________________________________________________________________。
2．实验中为什么要将镁条用砂纸打磨至光亮？
___________________________________________________________________________。
3．通过上面的实验及教材关于钠、钾的实验、第三周期Si、P、S、C1对应的最高价含氧酸的酸性比较，你得出了什么结论？
___________________________________________________________________________。
4．通过本实验活动，你对原子结构与元素性质的关系及元素周期律（表）有什么新的认识？
___________________________________________________________________________。
【反馈检测】
1．填写下列空格
氯、溴和碘的非金属性强弱______________
钠、镁和铝的金属性强弱______________
氢氧化镁和氢氧化铝碱性强弱_________________
2．下图表示碱金属的某些性质与核电荷数的变化关系，下列各性质中不符合图示关系的是（
）
A．还原性
B．与水反应的剧烈程度
C．熔点
D．原子半径
3．金属钾和金属钠的性质相似，下列说法中能最好地解释这个事实的是（
）
A．都是金属元素
B．原子半径相差不大
C．最外层电子数相同
D．最高化合价相同
4．运用元素周期律分析下面的推断，其中推断错误的是（
）
A．氢氧化铍［Be(OH)2］的碱性比氢氧化镁弱
B．砹（At）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
2
/
3原子结构与元素周期表
【学习目标与素养】
1．微观探析：认识原子结构。了解原子核外电子的排布。
2．宏观辨识与微观探析：能够正确书写1～20号元素的原子结构示意图。知道元素、核素的含义。认识原子结构以及元素在元素周期表中位置的关系。知道元素周期表的结构。体会元素周期表在学习元素及其化合物知识及科学研究中的重要作用。通过碱金属、卤素原子的结构特点，认识原子结构与元素性质的关系。
3．变化观念：能初步运用原子结构理论解释碱金属、卤素性质的相似性和递变性。
【学习重难点】
了解原子核外的电子排布；知道元素周期表的结构；知道元素、核素、同位素的含义。
认识碱金属元素、卤族元素的性质与其在元素周期表中位置的关系；以碱金属元素和卤族元素为例，了解同主族元素性质的递变规律。
【学习过程】
【第一课时】
（一）基础知识填充
一、原子的构成
1．构成
（1）原子
（2）关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数（电中性原子中）。
2．质量数
（1）概念：质子和中子的相对质量都近似为1，忽略电子的质量，将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫作质量数。
（2）关系：质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）。
二、核外电子排布
1．电子层
（1）概念：在多电子原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层。
（2）不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外
电子层数
1
2
3
4
5
6
7
字母代号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
由近到远
能量高低
由低到高
2．电子分层排布
（1）能量最低原理
核外电子总是优先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即按K→L→M→N……顺序排列。
（2）电子层最多容纳的电子数
①第n层最多容纳2n2个电子。如K、L、M、N层最多容纳电子数分别为2、8、18、32。
②最外层电子数目最多不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个）。
③次外层最多能容纳的电子数不超过18个。
3．（1）原子（离子）结构的表示方法，如下所示
（2）原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中，二者则不相等。如：
阳离子：核外电子数小于核电荷数。
阴离子：核外电子数大于核电荷数。
微点拨：①电子层实质上是一个“区域”，或者说是一个“空间范围”，它与宏观上层的含义完全不同。②核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制。其原子结构示意图为，而不应该是。
（二）自学检测
1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）
（1）所有原子都由质子、中子和核外电子构成（
）
（2）某种氯原子的中子数是18，则其质量数是35，核外电子数是17。（
）
（3）锂的原子结构示意图是。（
）
（4）某原子M层电子数为L层电子数的4倍。（
）
答案：（1）×（2）√（3）×（4）×
2．下列各原子结构示意图中所表示的核外电子排布正确的是（
）
答案：C
解析：A项不符合能量最低原理，应该先排满K层再排L层；B项不符合各层最多排2n2个电子，K层最多排2个电子；D项不符合最外层最多只能排8个电子。
3．（1）A元素原子的核电荷数为8，其原子核内的质子数为______，该元素原子的二价阴离子中，核外电子数为______。
（2）B元素原子的一价阳离子的核外有18个电子，质量数为40，该元素原子的原子核内中子数为________。
解析：（1）核电荷数＝质子数，阴离子的核外电子数＝质子数＋所带电荷数＝10。（2）B元素质子数是18＋1＝19，质量数为40，该元素原子的中子数为40－19＝21。
答案：（1）8；10
（2）21
（三）重难点突破
重难点1：原子核外电子排布规律的应用
1．确定元素的种类
根据原子核外电子排布的某些特点可以确定元素的种类，注意1～20号元素原子结构的特殊关系。
特殊关系
元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半
Li、Si
最外层电子数等于次外层电子数
Be、Ar
最外层电子数等于次外层电子数的2倍
C
最外层电子数等于次外层电子数的3倍
O
最外层电子数等于次外层电子数的4倍
Ne
最外层电子数等于电子层数
H、Be、Al
最外层有1个电子
H、Li、Na、K
最外层有2个电子
He、Be、Mg、Ca
内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素
Li、P
电子总数为最外层电子数2倍的元素
Be
2．推断元素的性质
元素
最外层电子数
得失电子能力
化学性质
主要化合价
稀有气体元素
8（He为2）
一般不易得失电子
较稳定，一般不参与化学反应
－
金属元素
＜4
易失电子
金属性
只有正价，一般是＋1→＋3
非金属元素
≥4
易得电子
非金属性
既有正价又有负价
特别提醒：通常把最外层有8个电子（K层为最外层时电子数是2个）的结构，称为相对稳定结构。稀有气体的原子就是上述结构，一般不与其他物质发生化学反应。当元素的原子最外层电子数小于8（K层小于2）时是不稳定结构。在化学反应中，不稳定结构总是通过各种方式如得失电子、共用电子等趋向达到相对稳定结构。
重难点2：“10电子”“18电子”的等电子粒子
1．利用元素排布寻找“10电子”微粒的方法
2．利用元素排布寻找“18电子”微粒的方法
3．与OH－具有相同质子数和电子数的粒子是（
）
A．H2O
B．F－
C．Na＋
D．NH3
答案：B
解析：OH－具有9个质子，10个电子；H2O具有10个质子，10个电子；F－具有9个质子，10个电子；Na＋具有11个质子，10个电子；NH3具有10个质子，10个电子。
4．用A＋、B－、C2－、D、E、F和G分别表示含有18个电子的七种微粒（离子或分子），请回答：
（1）A元素是________，B元素是________，C元素是________（用元素符号表示）。
（2）D是由两种元素组成的双原子分子，其分子式是________。
解析：常见的18e－微粒有：阳离子：K＋、Ca2＋；阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－；分子有Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2等。结合题目所给条件可确定答案。
答案：（1）K；Cl；S
（2）HCl
【第二课时】
（一）基础知识填充
一、元素周期表的编排原则
1．元素周期表的出现与演变
2．原子序数
（1）含义：按照元素在周期表中的顺序给元素的编号。
（2）原子序数与原子结构的关系：
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
二、元素周期表的结构
1．编排原则
2．元素周期表的结构
3．常见族的别称
族
别名
第ⅠA族（除氢外）
碱金属元素
第ⅦA
卤族元素
0族
稀有气体元素
4．元素周期表中的方格中的符号的意义
思考：（1）元素周期表中所含元素种类最多的族是哪一族？
提示：ⅢB族。
（2）最外层电子数是2的元素都是第ⅡA族吗？
提示：不一定，0族的He原子最外层也是两个电子。
三、核素
1．核素
把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。如12C、13C、14C就是碳元素的三种不同核素。
2．同位素
（1）定义：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。即同一元素的不同核素之间互为同位素，如三种核素均是氢元素的同位素。
（2）实例——氢元素的同位素：1H、2H、3H
氢元素的原子核
原子名称
原子
符号（X）
质子数（Z）
中子数（N）
1
0
氕
H
1
1
氘
H或D
1
2
氚
H或T
（3）同位素的特征
①同一种元素的各种同位素的化学性质几乎完全相同；物理性质略有差异。
②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的比率，即各种同位素所占的原子个数百分比是相同的。
（4）同位素的用途
①C在考古工作中用于测定文物的年代。
②H、H用于制造氢弹。
③利用放射性同位素释放的射线育种、给金属探伤、诊断和治疗疾病等。
思考：（1）C与N的质量数相等，是否互为同位素？
提示：质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。C与N的质量数相等，但质子数分别为6和7，属于不同的元素，故不是同位素。
（2）核素种类与质子数、中子数和质量数有何关系？
提示：核素是具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子，因此核素种类由质子数、中子数共同决定。质量数＝质子数＋中子数，故不同的核素也可能具有相同的质量数，如C和N，故核素种类与质量数无直接关系。
（3）结合核外电子排布讨论：互称同位素的不同核素为什么具有几乎完全相同的化学性质？
提示：同种元素的不同核素核内质子数相同，具有完全相同的核外电子排布，因此化学性质几乎完全相同。
（二）自学检测
1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）
（1）现行元素周期表的编排依据是相对原子质量（
）
（2）一个横行即是一个周期，一个纵列即是一个族（
）
（3）最外层电子数相同的元素一定是同族元素（
）
（4）每一周期都是碱金属元素开始，稀有气体元素结束（
）
答案：（1）×（2）×（3）×（4）×
2．下列有关钯原子（Pd）的说法错误的是（
）
A．原子序数为46
B．质子数为46
C．电子数为46
D．中子数为46
答案：D
解析：由Pd可知，钯的原子序数为46，核外电子数＝原子序数＝质子数＝46；核内中子数为106－46＝60，D选项错误。
3．在Li、N、Na、Mg、Li、C中：
（1）________和________互为同位素。
（2）________和________质量数相等，但不能互称同位素。
（3）________和________的中子数相等，但质子数不相等，所以不是同一种元素。
解析：质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素，故Li与Li互为同位素；N与C质量数相等，但因质子数不同，不能互称同位素；Na和Mg的中子数均是12，但质子数不相等，所以不是同一种元素。
答案：（1）Li；Li
（2）N；C
（3）Na；Mg
（三）重难点突破
重难点1：认识元素周期表
1．元素周期表的结构
（1）记忆口诀
横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七已排满。纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
说明：①指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ；
②指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。
（2）列序数与族序数的关系
①列序数＜8，主族和副族的族序数＝列序数；
②列序数＝8或9或10，为第Ⅷ族；
③列序数＞10，主族和副族的族序数＝列序数－10（0族除外）。
（3）过渡元素
元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
2．元素原子序数差的确定方法
（1）同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差
（2）同主族相邻两元素原子序数的差的情况
①若为ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差等于上周期元素所在周期的元素种类数。
②若为ⅢA族至0族元素，则原子序数的差等于下周期元素所在周期的元素种类数。
典例：1869年，俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，成为化学史上的重要里程碑之一。下列有关元素周期表的说法正确的是（ ）
A．元素周期表含元素最多的族是第ⅢB族
B．元素周期表有18个族
C．第ⅠA族的元素全部是金属元素
D．短周期是指第一、二、三、四周期
答案：A
解析：第ⅢB族中包含锕系与镧系元素，共有32种元素，A项正确；元素周期表中共有18个纵列，16个族，B项错误；第ⅠA族中H为非金属元素，C项错误；短周期包括第一、二、三周期，D项错误。
重难点2：元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系
1．区别
名称
内容
项目
元素
核素
同位素
同素异形体
本质
质子数相同的一类原子的总称
质子数、中子数都一定的原子
质子数相同、中子数不同的核素
同种元素形成的不同单质
范畴
同类原子
原子
原子
单质
特性
只有种类，没有个数
化学反应中的最小微粒
化学性质几乎完全相同
元素相同、性质不同
决定因素
质子数
质子数、中子数
质子数、中子数
组成元素、结构
举例
H、C、O三种元素
H、H、H三种核素
H、H、H互称同位素
O2与O3互为同素异形体
2．联系
特别提醒
（1）在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。
（2）同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。
（3）自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。
3．简单原子的原子结构可用下图形象地表示：
其中表示质子或电子，表示中子，则下列有关①②③的叙述正确的是（
）
A．①②③互为同素异形体
B．①②③互为同位素
C．①②③是三种化学性质不同的粒子
D．①②③具有相同的质量数
答案：B
解析：由题图可知三个原子的质子数、核外电子数相同，而中子数不同，所以应为同位素，同位素的化学性质相同。
4．下列说法错误的是（
）
A．H、H、H＋和H2是氢元素的四种不同粒子
B．Ca和Ca、石墨和金刚石均为同素异形体
C．H和H是不同的核素
D．12C和14C互为同位素，物理性质不同，但化学性质几乎完全相同
答案：B
解析：元素的存在形式有游离态和化合态两种，A项中的四种微粒是氢元素的四种不同粒子，H和H是质子数均为1，中子数不等的不同的氢原子，它们是不同的核素；12C和14C由于其质子数均为6，而中子数分别为6和8，故它们互为同位素，同理，Ca和Ca互为同位素其物理性质不同但化学性质几乎完全相同；金刚石与石墨是由碳元素组成的不同的单质，它们互为同素异形体。
【第三课时】
（一）基础知识填充
一、原子结构与元素性质的关系
1．金属元素：原子最外层电子一般少于4个，在化学反应中容易失去电子，具有金属性。
2．非金属元素：原子最外层电子一般多于4个，在化学反应中容易得到电子，具有非金属性。
二、碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构
元素名称
元素符号
核电荷数
原子结构示意图
最外层电子数
电子层数
原子半径/nm
碱金属元素
锂
Li
3
1
2
0．152
钠
Na
11
1
3
0．186
钾
K
19
1
4
0．227
铷
Rb
37
1
5
0．248
铯
Cs
55
1
6
0．265
结论：碱金属元素原子结构的共同点是最外层电子数均为1，不同点是电子层数和原子半径不同，其变化规律是随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
2．碱金属单质的化学性质
（1）钠、钾与氧气反应比较
①实验现象：都能在空气中燃烧，钠产生黄色火焰（透过蓝色钴玻璃观察），钾产生紫色火焰，钾燃烧更剧烈。
②反应方程式：2Na＋O2Na2O2、K＋O2KO2。
（2）钠、钾与水反应比较
碱金属单质
钠
钾
实验操作
实验现象
相同点：金属浮在水面上；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
实验原理
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
2K＋2H2O===2KOH＋H2↑
实验结论
与水反应剧烈程度：K＞Na；
金属的活泼性：K＞Na
3．碱金属单质的物理性质
元素
Li、Na、K、Pb、Cs（原子序数增大）
相同点
除铯外，其余都呈银白色，它们都比较软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性强
递变规律
密度
逐渐增大（钠、钾反常）
熔、沸点
逐渐降低
个性特点
①铯略带金属光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾大
三、卤族元素
1．卤素单质的物理性质
F2
Cl2
Br2
I2
颜色、
状态
淡黄绿
色气体
黄绿
色气体
深红棕
色液体
紫黑
色固体
密度
逐渐增大
熔、沸点
逐渐升高
2．卤素的原子结构特点
相同点
①卤族元素位于周期表第ⅦA族；
②最外层上都有7个电子。
递变性
从F→I核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径依次增大
3．卤素单质的化学性质
（1）卤素单质与氢气的反应
（2）卤素单质之间的置换反应
实验操作
实验现象
化学方程式
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈橙红色
Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色
Cl2＋2KI===2KCl＋I2
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色
Br2＋2KI===2KBr＋I2
结论
Cl2→I2氧化性逐渐减弱，相应卤素离子还原性逐渐增强
点拨：因为F2能与H2O发生反应（2F2＋2H2O===4HF＋O2），所以F2不能从其他卤化物的盐溶液中置换出卤素单质。
（二）自学检测
1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）
（1）碱金属元素即ⅠA元素（
）
（2）K比Na活泼，故K可以从钠盐溶液中置换出Na（
）
（3）卤素单质与水反应均可用X2＋H2O===HXO＋HX表示（
）
（4）HX都极易溶于水，它们的热稳定性随核电荷数增加而增强（
）
答案：（1）×（2）×（3）×（4）×
2．下列金属与水反应最剧烈的是（
）
A．Li
B．K
C．Rb
D．Cs
答案：D
解析：在碱金属中，随着元素原子电子层数的增多，碱金属的金属活动性增强，四个选项中与水反应最剧烈的应是Cs。
3．铯单质与水剧烈反应，放出________色气体，向溶液中滴入紫色石蕊溶液，显________色，因为_________________（写出化学方程式）。
答案：无；蓝；2Cs＋2H2O===2CsOH＋H2↑
（三）重难点突破
重难点1：碱金属元素性质的相似性和递变性
1．相似性（R表示碱金属元素）
原子都容易失去最外层的一个电子，化学性质活泼，它们的单质都具有较强的还原性，它们都能与氧气等非金属单质及水反应。碱金属与水反应的通式为2R＋2H2O===2ROH＋H2↑。
2．递变性
随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
（1）
（2）与O2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。
（3）与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。
（4）最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，CsOH的碱性最强。
典例：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＜NaOH＜KOH
答案：B
解析：A中锂的活泼性比钠弱，与水反应不如钠剧烈；B中还原性，K＞Na＞Li，但K不能置换出NaCl溶液中的Na，而是先与H2O反应；C中碱金属元素从Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，即Li＞Na＞K＞Rb＞Cs；D中从Li到Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应最高价氧化物的水化物的碱性依次增强，即碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH。
思考：（1）碱金属单质的化学性质为什么具有相似性？
提示：结构决定性质，碱金属元素的原子结构相似，最外层均有一个电子，均易失电子，化学性质活泼，故他们的单质具有较强的还原性，能与氧气等非金属及水、酸反应。
（2）碱金属单质的化学性质为什么具有递变性？
提示：碱金属原子结构存在递变性。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，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，元素金属性逐渐增强；故单质的还原性逐渐增强，离子的氧化性逐渐减弱。
重难点2：卤素的原子结构与化学性质的关系
1．相似性（X表示卤素元素）
卤素原子都容易得到一个电子使其最外层达到8个电子的稳定结构，它们的单质都是活泼的非金属单质，都具有较强的氧化性。
（1）与H2反应：X2＋H22HX。
（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。
（4）与NaOH溶液反应
X2＋2NaOH===NaX＋NaXO＋H2O（X＝Cl、Br、I）。
2．递变性（X表示卤素元素）
随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，卤素原子得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
（1）
（2）与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，即：稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI；还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI。
（3）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）。
（4）氢化物都易溶于水，其水溶液酸性依次增强，氢化物中HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高，HF的熔、沸点最高。
（5）最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱，即酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，HClO4是已知含氧酸中酸性最强的酸。
3．卤素的特性
（1）氟元素无正价，无含氧酸。F－的还原性极弱。
（2）X2＋H2O===HX＋HXO而2F2＋2H2O===4HF＋O2。
（3）Br2在常温下是唯一的一种液态非金属单质。
（4）碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。
（5）氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。
【反馈检测】
第一课时
1．在化学变化过程中，原子中的下列粒子数可能发生改变的是（
）
A．质子数
B．中子数
C．质量数
D．电子数
答案：D
解析：化学反应中原子的种类不变，质子数、中子数、质量数不变，电子数可能改变。
2．下列叙述正确的是（
）
A．电子的能量越低，运动区域离核越远
B．核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动
C．稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子
D．当M层是最外层时，最多可排布18个电子
答案：B
解析：电子的能量越低，运动区域离核越近，A错误；氦最外层只有2个电子，C错误；当M层是最外层时，最多可排布8个电子，D错误。
3．核电荷数小于或等于18的元素中，原子的最外层电子数是其余电子总数一半的元素种类有（
）
A．1种
B．2种
C．3种
D．4种
答案：B
解析：在1号～18号元素中，符合题给要求的元素是Li和P。
4．下图微粒的结构示意图，正确的是（
）
答案：A
解析：B中微粒结构示意图是Cl－而不是Cl，C中Ar的原子结构示意图应为，D中K的原子结构示意图应为。
5．（1）某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图是________。
（2）已知某粒子的结构示意图为，试回答：
①当x－y＝10时，该粒子为________（填“原子”“阳离子”或“阴离子”）。
②当y＝8时，粒子可能为（填名称）________、________、________、________、________。
解析：（1）设：核电荷数＝质子数＝a，元素原子的电子层数为x，最外层电子数为y，依题意：a＝5x，a＝3y，则5x＝3y，x＝3y/5。因原子的最外层电子数不超过8，即y为1～8的正整数，故仅当y＝5，x＝3合理，该元素的核电荷数为15。
（2）①当x－y＝10时，x＝10＋y，说明核电荷数等于核外电子数，所以该粒子应为原子；②当y＝8时，应有18个电子的粒子，所以可能为氩原子、氯离子、硫离子、钾离子、钙离子。
答案：（1）
（2）①原子；②氩原子；氯离子；硫离子；钾离子；钙离子
第二课时
1．下列说法正确的是（
）
A．常用元素周期表中元素排序的依据是原子的核电荷数
B．元素周期表有十六个纵列，也就是十六个族
C．原子的最外层电子数相同的元素，一定属于同一族
D．电子层数相同的粒子，对应元素一定属于同一周期
答案：A
解析：元素周期表中有18个纵列，16个族，第Ⅷ族占三个纵列；Be和He的最外层电子数都是2，但不属于同一族；Ne和Na＋的电子层数都是2，但不属于同一周期。
2．下列各图若为元素周期表的一部分（表中数字代表原子序数），其中合理的是（
）
A
B
C
D
答案：D
解析：本题要求熟记周期表的结构，知道1～18号元素在周期表中的具体位置。解题时可根据稀有气体2号、10号元素应在周期表的最右端和3号元素在周期表的最左端排除A、B、C三项。
3．俄罗斯科学家用含20个质子的钙的一种原子轰击含95个质子的镅原子，结果4次成功合成4个第115号元素的原子。这4个原子生成数微秒后衰变成第113号元素。下列有关叙述正确的是（
）
A．115号元素在第六周期
B．113号元素在第七周期ⅢA族
C．115号和113号元素都是非金属元素
D．镅元素和115号元素不在同一周期
答案：B
解析：95号元素镅、115号元素、113号元素，原子序数都大于86而小于118，所以都在第七周期；115号比118号原子序数少3，应在第ⅤA族，113号元素在第ⅢA族；113号元素和115号元素都是金属元素。
4．Ne是最早发现的Ne元素的稳定同位素，汤姆孙（J．J．Thomson）和阿斯通（F．W．Aston）在1913年发现了Ne。下列有关说法正确的是（
）
A．Ne和Ne是同素异形体
B．Ne和Ne属于不同的核素
C．Ne和Ne的性质完全相同
D．Ne转变为Ne为化学变化
答案：B
解析：Ne和Ne的质子数相同，中子数不同，互为同位素，A错误；Ne和Ne的质子数相同，中子数不同，属于不同的核素，B正确；Ne和Ne的化学性质完全相同，物理性质不同，C错误；Ne转变为Ne中没有新物质生成，不是化学变化，D错误。
5．据短周期元素的信息回答问题。
元素信息
A
第三周期第ⅥA族
B
族序数是周期数的3倍
C
原子序数是11
D
D3＋与Ne电子数相同
（1）写出A、B的元素符号________、________，C、D元素的名称________、________。
（2）写出B、C单质在加热时的反应的化学方程式______________________________。
（3）从原子结构的角度分析A与B的____________相同，C与D的_____________相同。
解析：短周期是第一、二、三周期（前18号元素），据“周期序数＝电子层数，主族序数＝最外层电子数”“原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数”可推出A是硫，B是氧，C是钠，D3＋与Ne电子数相同，即D是13号元素铝。钠与氧气在加热时的反应为2Na＋O2Na2O2，从原子结构的角度分析硫与氧的最外层电子数相同，钠与铝的电子层数相同。
答案：（1）S；O；钠；铝
（2）2Na＋O2Na2O2
（3）最外层电子数 电子层数相同
第三课时
1．我国西部地区蕴藏着丰富的锂资源，开发锂的用途是一个重要的科学课题。关于锂的叙述不正确的是（
）
A．锂是较轻的金属
B．LiOH的碱性比NaOH弱
C．锂的金属性比钠强
D．锂在空气中燃烧生成Li2O
答案：C
解析：锂比钠的活泼性弱，在空气中燃烧只生成Li2O，LiOH的碱性比NaOH弱，锂的金属性比钠弱，C项错误。
2．按氟、氯、溴、碘顺序，下列说法不正确的是（
）
A．它们的单质的熔、沸点逐渐升高
B．原子半径逐渐增大，单质氧化性逐渐增强
C．单质的颜色逐渐加深
D．它们气态氢化物的稳定性逐渐减弱
答案：B
解析：氟、氯、溴、碘的单质的熔、沸点逐渐升高，A正确；氟、氯、溴、碘同为第ⅦA族元素，同主族从上到下，原子半径逐渐增大，非金属性逐渐减弱，因此单质氧化性逐渐减弱，B错误；氟、氯、溴、碘的单质的颜色逐渐加深，C正确；非金属性F＞Cl＞Br＞I，非金属性越强，氢化物越稳定，则它们气态氢化物的稳定性逐渐减弱，D正确。
3．下列有关碱金属元素的叙述正确的是（
）
A．碱金属单质均为银白色，密度均小于水
B．碱金属单质从Li到Cs，熔点依次升高
C．氢氧化铯碱性强于氢氧化钠
D．碱金属元素形成的阳离子，从Li＋到Cs＋氧化性依次增强
答案：C
解析：碱金属单质中除了Rb、Cs，其他的密度均小于水，Cs略带金属光泽，其他的都是银白色的，A错误；碱金属单质从Li到Cs，熔点依次降低，还原性依次增强，形成的阳离子的氧化性依次降低，对应的氢氧化物碱性依次增强，C正确，B、D错误。
4．向含有NaBr和KI的混合溶液中通入过量Cl2，充分反应后将溶液蒸干并灼烧所得物质，最后剩余的固体是（
）
A．NaCl和KI
B．NaCl、KCl、I2
C．KCl和NaBr
D．KCl和NaCl
答案：D
解析：过量的Cl2将I－、Br－从溶液中完全置换出来，在蒸干、灼烧过程中溴挥发、碘升华，所得固体为NaCl和KCl。此题也可利用Cl2、Br2、I2活泼性强弱用排除法选出D项。
5．（1）卤素氢化物中最不稳定的是________（写化学式）。
（2）下列两个元素族，单质熔、沸点随原子序数递增而升高的是________（填序号）。
A．碱金属
B．卤素
（3）下列反应中，更剧烈的是________（填序号）。
A．钠与水反应
B．钾与水反应
（4）取下列溶液分装两试管，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________(填序号)。
A．溴化钠溶液
B．碘化钾溶液
解析：卤素中碘元素的非金属性最弱，氢化物最不稳定的是HI；碱金属元素单质熔、沸点随原子序数递增而降低，卤素单质熔、沸点随原子序数递增而升高；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色、紫红色。
答案：（1）HI
（2）B
（3）B
（4）B
-
1
-
/
22化学键
【学习目标】
1．宏观辨识：能运用模型、符号等多种方式对物质的结构及其变化进行综合表征。
2．变化观念：能运用宏观、微观、符号等方式描述、说明物质转化的本质和规律。
【学习重难点】
1．认识构成物质的微粒之间存在相互作用，认识共价键的形成，建立化学键概念。
2．能判断简单离子化合物、简单共价化合物中的化学键类型。
3．认识化学键的断裂和形成是化学反应中物质变化的实质。
【学习过程】
知识点1：离子键和离子化合物
一、自主学习
1．离子键
（1）氯化钠的形成过程
钠原子和氯原子最外层电子数分别为1和7，均不稳定，它们通过得失电子后达到8电子稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，这两种带相反电荷的离子通过静电作用结合在一起，形成新物质氯化钠。
（2）离子键：带相反电荷离子之间的相互作用。
①成键粒子：阳离子、阴离子。
②成键本质：相互作用即静电作用（包括静电引力和静电斥力）。
③成键元素：一般是活泼金属元素与活泼非金属元素。
2．离子化合物
（1）概念：由离子键构成的化合物。
（2）常见类型
①强碱，如NaOH、KOH等。
②绝大多数盐，如NaCl、K2SO4等。
③活泼金属氧化物，如K2O、Na2O、MgO等。
（3）性质
①离子化合物中离子键一般比较牢固，破坏它需要很高的能量，所以离子化合物的熔点一般较高，常温下为固体。
②离子化合物在溶于水或受热熔化时，离子键被破坏，形成自由移动的阴、阳离子，能够导电。
二、重难点点拨
（一）关于离子键和离子化合物的误区提醒
（1）离子化合物中一定含有阴离子和阳离子。
（2）离子化合物中一定含有离子键，含有离子键的物质一定是离子化合物。
（3）铵根离子与酸根离子之间形成离子键，铵盐都是离子化合物。
（4）活泼金属（如第ⅠA、ⅡA族的金属）与活泼非金属（如第ⅥA、ⅦA族的非金属）原子之间通常形成离子键。
（二）活学活用
1．如图形象地表示了氯化钠的形成过程。下列相关叙述中不正确的是（
）
A．钠原子易失去一个电子，氯原子易得到一个电子
B．钠离子与钠原子有相似的化学性质
C．钠原子与氯原子作用生成NaCl后，其结构的稳定性增强
D．氯化钠是离子化合物
解析：选B。钠原子最外层有一个电子，易失电子，有较强的还原性，而钠离子最外层已经达到“8e－”稳定结构，故二者化学性质不同。
2．下列关于离子键和离子化合物的说法正确的是（
）
A．阴、阳离子间通过静电引力形成离子键
B．阴、阳离子间通过离子键一定能形成离子化合物
C．离子化合物一定能导电
D．只有活泼金属元素和活泼非金属元素化合时，才能形成离子键
解析：选B。A项，离子键是阴、阳离子间的静电作用，包括静电引力和静电斥力；B项，阴、阳离子间通过离子键形成的化合物只能是离子化合物；C项，离子化合物在水溶液或熔融状态下才能导电；D项，NH与酸根离子之间也能形成离子键。
3．下列哪一组元素的原子间反应容易形成离子键（
）
元素
a
b
c
d
e
f
g
M层电子数
1
2
3
4
5
6
7
A．a和c
B．a和f
C．d和g
D．c和g
解析：选B。由原子a～g的M层电子数可知，M层即为原子的最外层，元素a～g均为第三周期元素，a为活泼的金属元素，f、g为活泼的非金属元素，所以a与f、a与g形成的化学键为离子键。
知识点2：电子式
一、自主学习
1．定义
在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子（价电子），这种式子叫作电子式。
2．电子式的书写
原子
钠原子：Na×；氧原子：
简单阳离子
Na＋、Mg2＋、Al3＋
简单阴离子
复杂阴、
阳离子
离子化合物
物质形成过程
（1）
（2）
二、重难点点拨
（一）电子式书写中的常见错误
（1）漏标阴离子的括号，如将S2－的电子式错写为
（2）给阳离子多标电子和括号，如将Al3＋的电子式错写为
（3）漏标或错标离子的电荷，如将S2－的电子式错写为
（4）将多个相同的离子归在一起，如将K2S的电子式错写为
（二）活学活用
1．下列物质的电子式正确的是（
）
解析：选C。A项，应为
2．用电子式表示下列离子化合物的形成过程：
（1）BaCl2__________________________________________________________________；
（2）NaF____________________________________________________________________；
（3）MgS___________________________________________________________________；
（4）K2O____________________________________________________________________。
解析：书写电子式和用电子式表示离子化合物的形成过程时，一定要注意规范表达。
答案：（1）
（2）
（3）
（4）
知识点3：共价键和共价化合物
一、自主学习
1．共价键
（1）形成过程
①氯分子的形成过程
→→→
用电子式表示其形成过程：。
②氯化氢分子的形成过程
用电子式表示HCl的形成过程：。
（2）共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
①成键微粒：原子。
②成键元素：一般是同种的或不同种的非金属元素。
③成键条件：成键前原子最外层电子未达到稳定状态。
（3）分类
2．共价化合物
（1）概念：以共用电子对形成分子的化合物。
（2）四种常见的共价化合物
①非金属氢化物，如NH3、H2S、H2O等。
②非金属氧化物，如CO、CO2、SO2等。
③含氧酸，如H2SO4、HNO3等。
④大多数有机化合物，如CH4、CH3CH2OH等。
3．共价分子的表示方法及形成过程
（1）常见分子的电子式、结构式及结构模型
分子
H2
HCl
CO2
H2O
CH4
电子式
H：H
H：
结构式
H—H
H—Cl
O===C===O
分子结构模型
（2）用电子式表示共价分子的形成过程
二、重难点点拨
（一）误区提醒和常见错误
1．关于共价键和共价化合物的误区提醒
（1）含有共价键的分子不一定是共价化合物，如H2、O2等单质。
（2）含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如NaOH、Na2O2等。
（3）离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中一定不含离子键，只有共价键。
（4）非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl等。
（5）由活泼金属元素和活泼非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物。
2．共价化合物（或单质）电子式书写的常见错误
（1）漏写不参与成键的电子。例如：N2的电子式误写成N??N，应为N??N；NH3的电子式误写成，应为。
（2）共用电子对数目写错。例如：CO2的电子式误写成：，应为
。
（3）原子结合的顺序写错。例如：HClO的电子式误写成，应为
。
（4）错误使用括号。例如：HCl的电子式误写成
（5）混淆电子式与化学式的书写。例如：H2S的电子式误写成
（二）活学活用
1．如图形象地表示了氯化氢分子的形成过程。下列相关叙述中错误的是（
）
A．氯化氢是共价化合物
B．氯化氢分子中所有原子最外层都有8个电子
C．氯化氢分子比氯原子和氢原子都稳定
D．氯化氢分子中含有1对共用电子对
解析：选B。氯化氢分子中的氢原子最外层有2个电子，B项错误。
2．下列叙述中，不正确的是（
）
A．含有共价键的物质一定是共价化合物
B．H2O2中既含有极性键又含有非极性键
C．CaO和NaCl晶体熔化时要破坏离子键
D．纯硫酸不导电
解析：选A。部分非金属单质如O2、N2中含有共价键，但不属于化合物；某些离子化合物如NaOH中既含有离子键又含有共价键。
3．下列分子的电子式书写正确的是（
）
答案：C
知识点4：化学键与分子间作用力
一、自主学习
1．化学键
（1）概念：相邻的原子之间强烈的相互作用。
（2）分类
2．化学反应：反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程。在化学反应过程中，包含着反应物分子内化学键的断裂和产物分子中化学键的形成。
化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
3．分子间作用力
（1）分子之间存在一种把分子聚集在一起的作用力，叫作分子间作用力。最初也将分子间作用力称为范德华力。
（2）范德华力比化学键弱得多，主要影响物质的熔、沸点等。
4．氢键
（1）氢键也是一种分子间作用力，比化学键弱，但比范德华力强。
（2）氢键会使物质的熔点和沸点升高，这是因为固体熔化或液体汽化时必须破坏分子间的氢键，消耗较多能量。
二、重难点点拨
（一）化学键、范德华力和氢键的比较
相互作用
化学键
范德华力
氢键
存在范围
相邻原子之间
分子之间
某些含强极性键的氢化物分子之间（如HF、H2O、NH3等）
作用力大小
强
很弱
比化学键弱，比范德华力强
影响范围
物质的物理性质及化学性质
物质的物理性质
物质的物理性质
（二）活学活用
1．下列关于共价键的说法正确的是（
）
A．金属原子在化学反应中只能失去电子，因而不能形成共价键
B．由共价键形成的分子可以是单质分子，也可以是化合物分子
C．共价键只能在不同原子之间形成
D．稀有气体分子中只存在共价键
解析：选B。金属和非金属化合时也能形成共价键，如AlCl3分子中的Al—Cl键是共价键；在H2、O2、N2、HCl、NH3分子中均存在共价键；H2、Cl2分子中的H—H键和Cl—Cl键都是共价键；稀有气体分子是单原子分子，本身就已达到8电子或2电子稳定结构，不存在共用电子对，所以无共价键。
2．下列过程没有发生化学键变化的是（
）
A．生石灰投入水中
B．氯化氢气体通入水中
C．冰融化成水
D．高锰酸钾固体受热分解
解析：选C。生石灰投入水中生成氢氧化钙，有化学键的断裂和形成，A项错误；氯化氢气体通入水中电离出氢离子和氯离子，共价键断裂，B项错误；冰融化成水是状态的变化，化学键不变，C项正确；高锰酸钾固体受热分解发生化学变化，有化学键的断裂和形成，D项错误。
3．下列物质发生变化时，所克服的粒子间相互作用属于同种类型的是（
）
A．液溴和碘分别受热变为气体
B．干冰和碳酸氢钠分别受热得到气体
C．食盐和冰的熔化
D．食盐和葡萄糖分别溶解在水中
解析：选A。液溴和碘受热变成气体均需克服分子间作用力，A项正确；干冰受热得到气体克服分子间作用力，碳酸氢钠受热得到气体破坏了化学键，B项错误；食盐熔化时，破坏了离子键，冰熔化时破坏了分子间作用力和氢键，C项错误；食盐溶解在水中，破坏了离子键，葡萄糖溶解在水中，破坏了分子间作用力，D项错误。
【反馈检测】
1．下列说法正确的是（
）
A．离子键就是使阴、阳离子结合成化合物的静电引力
B．所有金属与所有非金属原子之间都能形成离子键
C．在化合物CaCl2中，两个氯离子之间存在共价键
D．含有离子键的化合物一定是离子化合物
解析：选D。离子键是使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，要注意区别静电作用和静电引力，A项错误；金属与非金属原子之间不一定形成离子键，B项错误；由CaCl2的电子式可以看出，CaCl2中只存在离子键，C项错误；含有离子键的化合物一定是离子化合物，D项正确。
2．下列关于离子化合物的叙述正确的是（
）
A．离子化合物中都含有离子键
B．离子化合物中的阳离子只能是金属离子
C．离子化合物溶于水时化学键仍完好
D．溶于水可以导电的化合物一定是离子化合物
解析：选A。A项，离子化合物的构成粒子为阴、阳离子，一定含有离子键，正确；B项，离子化合物中的阳离子可以全部由非金属元素构成，如铵盐，错误；C项，离子化合物溶于水时离子键一定被破坏，错误；D项，溶于水可以导电的化合物不一定为离子化合物，如HCl等，错误。
3．下列各数值表示有关元素的原子序数，其所表示的各原子组中能以离子键相互结合生成稳定化合物的是（
）
A．6与16
B．8与14
C．10与19
D．11与17
解析：选D。两种元素化合时，一般来说，活泼金属元素与活泼非金属元素化合形成离子键。原子序数为6、8、14、16的元素都是非金属元素，10号元素是稀有气体元素，故A、B、C选项中的元素不可能以离子键相互结合生成稳定化合物。11号元素是活泼金属元素钠，17号元素是活泼非金属元素氯，它们能以离子键相互结合生成稳定化合物NaCl。
4．Y元素最高正价与最低负价的绝对值之差是4；Y元素与M元素形成离子化合物，并在水中电离出电子层结构相同的离子，该化合物是（
）
A．KCl
B．Na2S
C．Na2O
D．K2S
解析：选D。由信息“Y元素最高正价与最低负价的绝对值之差是4”，可确定Y元素位于第ⅥA族且不是氧元素；K2S电离出的K＋与S2－具有相同的电子层结构。
5．下列有关电子式的叙述正确的是（
）
A．H、He、Li的电子式分别为H、He、Li
B．氯原子的电子式为，Cl－的电子式为
C．钠离子、镁离子、铝离子的电子式分别为Na＋、Mg2＋、Al3＋
D．Na2O的电子式为Na＋[]2－Na＋，H2O的电子式为H＋[]2－H＋
解析：选C。A中锂原子的电子式应为Li·；B中Cl－的电子式应为；金属阳离子的电子式与离子符号相同，C正确；D中H2O的电子式应为。
6．下列用电子式表示的化合物的形成过程正确的是（
）
解析：选C。NaBr的电子式应写成Na＋[]－，A项错误；用电子式表示CaF2的形成过程应写成，B项错误；用电子式表示化合物的形成过程，应将“===”写成“―→”，D项错误。
7．氢化钠（NaH）是一种白色的离子化合物，其中钠元素显＋1价；氢化钠与水反应生成H2和NaOH。下列叙述中，不正确的是（
）
A．NaH的电子式为Na＋[H]－
B．NaH中氢元素的离子的电子层排布与氦原子的电子层排布相同
C．微粒半径H－＜Li＋
D．NaH与H2O反应时，H2O做氧化剂
解析：选C。氢化钠（NaH）是一种白色的离子化合物，NaH的电子式为Na＋[H]－，A正确；NaH中氢元素的化合价为－1价，其离子的电子层排布与氦原子的电子层排布相同，B正确；锂离子和H－的电子层排布相同，但是锂离子的核电荷数比H－多，所以微粒半径H－＞Li＋，C错误；NaH与H2O反应生成氢气和NaOH，在这个反应中只有氢元素的化合价发生了变化，NaH中H元素的化合价升高做还原剂，被氧化，H2O中H元素的化合价降低做氧化剂，被还原，D正确。
8．X、Y、Z、W是原子序数依次增大的不同主族的短周期元素，X、Y的简单离子的核外电子数相同，Y的原子半径是短周期主族元素原子中最大的，Z原子最外层电子数是K层的3倍。下列说法正确的是（
）
A．简单离子半径：Y＞Z
B．X只能形成HXO3型的酸
C．气态氢化物的热稳定性：WD．Y与Z、W都能形成离子化合物
解析：选D。X、Y、Z、W是原子序数依次增大的不同主族的短周期元素，Y的原子半径是短周期主族元素原子中最大的，则Y为Na元素；Z原子最外层电子数是K层的3倍，Z为第三周期元素，为S元素，则W为Cl元素；X、Y的简单离子的核外电子数相同，则X为N元素。电子层数越多，离子半径越大，简单离子半径Y＜Z，故A错误；N元素有HNO3、HNO2两种酸，故B错误；元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定，热稳定性W＞Z，故C错误；元素Na与S、Cl分别能形成Na2S、NaCl，都是离子化合物，故D正确。
9．卫生部公告，禁止在面粉生产中添加过氧化钙（CaO2）等食品添加剂。CaO2和Na2O2在结构和性质上有很多相似的地方。请完成下列问题：
（1）CaO2的电子式为____________，其阴、阳离子个数比为____________。
（2）CaO2与水反应的化学方程式为________________________________________，
生成1mol单质气体，转移的电子数为____________。
（3）CaO2与二氧化碳反应的化学方程式为______________________________，该反应属于__________（填字母）。
A．置换反应
B．氧化还原反应
C．复分解反应
答案：（1）Ca2＋[]2－；1∶1
（2）2CaO2＋2H2O===2Ca（OH）2＋O2↑；1.204×1024（或2NA）
（3）2CaO2＋2CO2===2CaCO3＋O2；B
10．X、Y、Z、W是短周期中的四种常见元素，其相关信息如表：
元素
相关信息
X
X最外层电子数是次外层电子数的3倍
Y
常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山口附近沉积
Z
Z和Y同周期，Z的非金属性大于Y
W
W的一种核素的质量数为23，中子数为12
（1）Y位于元素周期表第________周期________族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是________（填化学式）。
（2）Z的简单离子的电子式为________。
（3）W可以与X形成两种化合物，写出这两种化合物的电子式：__________________、____________________。
解析：X最外层电子数是次外层电子数的3倍，则共有2个电子层，故X为O；Y单质是淡黄色固体，常在火山口附近沉积，则Y为S；Z和Y同周期，Z的非金属性大于Y，则Z为Cl；W的一种核素的质量数为23，中子数为12，则其质子数为11，故W为Na。（1）S位于第三周期ⅥA族；非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。（2）Z的简单离子为Cl－。（3）Na与O可以形成Na2O和Na2O2。
答案：（1）三；ⅥA；HClO4
（2）[]－
（3）Na＋[]2－Na＋；Na＋[]2－Na＋
11．下列关于化学键和化合物的说法中，正确的是（
）
A．化学键的形成一定伴随着电子的得失
B．金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物
C．非金属元素组成的化合物一定是共价化合物
D．含有阴离子的化合物中一定含有阳离子
解析：选D。离子键的形成伴随着电子的得失，共价键的形成是原子间共用电子对的偏移，而没有得失，A项错误；金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，有可能是共价化合物，如AlCl3，B项错误；非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物，如NH4Cl，C项错误。
12．下列物质中，既含有非极性共价键又含有极性共价键的是（
）
A．NaOH
B．CO2
C．N2
D．N2H4
解析：选D。NaOH中含有离子键和极性共价键，CO2中只有极性共价键，N2中只有非极性共价键，A、B、C错误；N2H4中既含有非极性共价键（N与N之间），又含有极性共价键（N与H之间），D正确。
13．下列叙述正确的是（
）
A．O2分子间存在非极性共价键
B．SO2和H2O反应的产物是离子化合物
C．CO2分子内存在极性共价键
D．盐酸中含有H＋和Cl－，故HCl是离子化合物
解析：选C。O2分子内存在非极性共价键，分子间只有范德华力，A项不正确；SO2和H2O反应的产物亚硫酸是共价化合物，B项不正确；CO2分子内有碳氧双键，属于极性共价键，C项正确；HCl中只有共价键，没有离子键，故其为共价化合物，D项不正确。
14．下列说法正确的是（
）
A．P4和NO2都是共价化合物
B．CCl4和NH3分子中都含有极性键
C．CaO和SiO2都是离子化合物
D．Na2O2是离子化合物，只含有离子键
解析：选B。P4和NO2分子中都含有共价键，但P4是磷的单质，A错；CCl4、NH3分子中都含极性键，B正确；CaO是离子化合物，SiO2是共价化合物，C错；Na2O2中O是O原子间通过共价键形成的，所以Na2O2中既有离子键又有共价键，D错。
15．下列用电子式表示的物质的形成过程中正确的是（
）
答案：D
16．食盐（NaCl）是生活中常用的调味品，HCl是胃酸的主要成分，下列关于这两种物质的说法正确的是（
）
A．炒菜时放入食盐并不破坏NaCl中的化学键
B．HBr的电子式是
C．NaCl熔化时破坏共价键
D．HCl的结构式是H—Cl
解析：选D。A选项、C选项会破坏NaCl中的离子键变成Na＋和Cl－，错误；B选项HBr是共价化合物，电子式是，错误。
17．下列关于氢键的说法不正确的是（
）
A．HF的沸点比HCl的沸点高是由于HF分子间存在氢键
B．水结冰时体积膨胀是由于水分子之间存在氢键
C．NH3的稳定性很强是因为其分子间能形成氢键
D．在氨水中水分子和氨分子之间也存在着氢键
解析：选C。氢键是某些氢化物（NH3、H2O、HF）分子间存在的比范德华力稍强的作用力。它的存在使氢化物的熔、沸点相对较高，因此HF的沸点高是由氢键所致；水结冰时由于水分子大范围的以氢键相互联结，形成相对疏松的晶体，从而在结构上有许多空隙，造成体积膨胀；在氨水中氨分子和水分子之间主要是以氢键结合的，故A、B、D正确；NH3的稳定性取决于N—H键，而不是氢键，故C不正确。
18．将等物质的量的硫酸和氢氧化钠反应后所得到的溶液蒸干，可得到NaHSO4。下列关于NaHSO4的说法中正确的是（
）
A．NaHSO4是离子化合物，因此其固体能够导电
B．NaHSO4固体中阳离子和阴离子的个数比是2∶1
C．NaHSO4固体熔化时既破坏离子键又破坏共价键
D．NaHSO4固体溶于水时既破坏离子键又破坏共价键
解析：选D。虽然NaHSO4是离子化合物，但其固体中不存在自由移动的阴、阳离子，因而不能导电；NaHSO4固体中阳离子和阴离子（HSO）的个数比是1∶1；NaHSO4固体熔化时破坏的只是离子键，溶于水时电离成Na＋、H＋和SO，破坏的是离子键和共价键。
19．5种短周期元素E、D、B、A、C的原子序数依次增大；A、C同周期，B、C同主族；A与B可形成离子化合物A2B，A2B中所有离子的电子数相同，且电子总数为30；D和E可形成4核10电子的分子。试回答下列问题：
（1）写出这5种元素的名称：A________，B________，C________，D________，E________。
（2）写出下列物质的电子式：
①D元素形成的单质__________；
②B与E形成的三原子化合物__________；
③A、B、E形成的化合物__________；
④D、E形成的四原子化合物__________。
解析：A2B中所有离子的电子数相同，且电子总数为30，则A、B的离子在化合物中都具有与氖原子相同的结构，都为短周期元素，所以B为O，A为Na。B、C同主族，则C为S。D和E的原子序数小于O的原子序数，可形成4核10电子的分子，所以D为N，E为H。
答案：（1）钠；氧；硫；氮；氢
20．各城市为保持街道整洁、湿润，在路面或广场上喷洒含化学式为XY2的溶液做保湿剂。X原子的结构示意图为，X的阳离子与Y的阴离子的电子层结构相同。元素Z、W均为短周期元素，它们原子的最外层电子数均是其电子层数的2倍，Z与Y相邻且Z、W能形成一种WZ2型分子。试回答下列问题：
（1）m＝________，该保湿剂的化学式为________。
（2）Z、W元素的名称分别为________、________。
（3）下列说法正确的是________（填字母）。
A．XY2和WZ2都为离子化合物
B．XY2中仅含离子键，WZ2中仅含极性共价键
C．H2Z比HY的稳定性强
D．X的阳离子比Y的阴离子半径大
（4）下列化学用语表达正确的是________（填字母）。
A．XY2的电子式：
B．WZ2的结构式：Z===W===Z
C．Y元素的单质与H2Z水溶液反应的离子方程式：Y2＋Z2－===2Y－＋Z↓
D．用电子式表示XY2的形成过程：
解析：（1）由X原子的结构示意图为不难推知其为，该元素为Ca，根据CaY2可知Y为－1价，又因Y－与Ca2＋的电子层结构相同，则Y为Cl。（2）Z、W原子的最外层电子数是其电子层数的2倍，且Z、W能形成一种WZ2型分子，则Z、W是C或S。Z与Y相邻，则Z是S，W是C。（3）CaCl2是仅含离子键的离子化合物，CS2是仅含极性键的共价化合物，A错、B对；S的非金属性弱于Cl，则H2S的稳定性比HCl弱，C错；Ca2＋、Cl－具有相同的电子层结构，且Ca2＋的核电荷数大，因而半径小，D错。（4）XY2为CaCl2，其电子式为；H2S为弱酸，应写成分子式，即Cl2＋H2S===2H＋＋2Cl－＋S↓，A、C错。
答案：（1）20；CaCl2
（2）硫；碳
（3）B
（4）BD
20
/
20元素周期律
【学习目标与素养】
1．宏观辨识与微观探析：了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。理解元素周期律的内容和实质。了解元素的原子结构、周期表中的位置与元素性质的关系。
2．宏观辨识：知道元素周期表的简单分区。进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
3．科学态度与社会责任：体会元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。
【学习重难点】
认识原子结构、元素性质呈现周期变化的规律，建构元素周期律。
了解同周期元素性质的递变规律。
分析、预测、比较元素及其化合物的性质。
体会元素周期表的重要作用。
【学习过程】
【第一课时】
（一）基础知识填充
一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律
1．原子结构的变化规律
原子序数
电子层数
最外层电子数
达到稳定结构时的最外层电子数
1～2
1
1→2
2
3～10
2
1→8
8
11～18
3
1→8
8
结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化
2．原子半径的变化规律
3～10号元素
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
原子半径/pm
152
89
82
77
75
74
71
－
逐渐减小
11～18号元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
原子半径/pm
186
160
143
117
110
102
99
－
变化趋势
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化
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―→＋5－4―→－1―→0
11～18
＋1―→＋7－4―→－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
二、探究第三周期元素性质的递变规律
1．钠、镁、铝的性质比较
单质
单质与水（或酸）的反应现象
化学方程式
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
Na
与冷水剧烈反应，放出氢气
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
NaOH强碱
Mg
与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气；与酸剧烈反应，放出氢气
Mg＋2H2O
Mg（OH）2＋H2↑；
Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑
Mg（OH）2中强碱
Al
与酸迅速反应，放出氢气
2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑
Al（OH）3两性氢氧化物
结论：（1）金属性强弱顺序为Na＞Mg＞Al；
（2）随着核电荷数减小，与水（酸）反应越来越容易，氢氧化物的碱性越来越强
2．硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律
单质
Si
P
S
Cl
最高正价
＋4
＋5
＋6
＋7
最低负价
－4
－3
－2
－1
最高价氧化物对应的水化物
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4强酸（酸性比硫酸强）
酸性强弱
3．结论
综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：从左往右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
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周期性变化的规律。
2．实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布呈现周期性的变化的必然结果。
（二）自学检测
1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）
（1）同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小（
）
（2）第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7（
）
（3）元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强（
）
（4）元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强（
）
答案：（1）×（2）×（3）×（4）×
2．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
答案：C
解析：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。
3．原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增，以下各项内容的变化是[填“增大（强）”“减小（弱）”或“相同（不变）”]
（1）各元素的原子半径依次________，其原因是_______________________________。
（2）各元素原子的电子层数________，最外层电子数依次________。
（3）元素的金属性逐渐________，而非金属性逐渐_________，元素失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________。
答案：（1）减小；电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核对最外层电子的引力增大，因此原子半径减小
（2）相同；增大
（3）减弱；增强；减弱；增强
（三）重难点突破
重难点1：元素的金属性、非金属性强弱判断规律
1．金属性强弱的判断依据
（1）元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。
（2）元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。
（3）金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。
（4）在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。
（5）金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱（注：Fe的阳离子仅指Fe2＋）。
2．非金属性强弱的判断依据
（1）非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
（2）非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
（3）元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
（4）非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
（5）非金属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。:
重难点2：粒子半径大小的比较——“四同”规律
1．同周期——“序大径小”
（1）规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。
（2）举例：第三周期中：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。
2．同主族——“序大径大”
（1）规律：同主族，从上到下，原子（或离子）半径逐渐增大。
（2）举例：碱金属：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs），r（Li＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Rb＋）＜r（Cs＋）。
3．同元素
（1）同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r（Na＋）＜r（Na）；r（Cl－）＞r（Cl）。
（2）同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多，粒子半径越小。如：r（Fe3＋）＜r（Fe2＋）＜r（Fe）。
4．同结构——“序大径小”
（1）规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
（2）举例：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）。
特别提醒：所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r（Mg2＋）与r（K＋）可选r（Na＋）为参照，可知r（K＋）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）。
【第二课时】
（一）基础知识填充
一、元素周期表的分区及元素化合价规律
请填写出图中序号所表示内容。
①增强；②减弱；③增强；④增强；
⑤Al；⑥Si；⑦金属；⑧非金属。
微点拨：①周期表的左下方是金属性最强的元素（钫），右上方是非金属性最强的元素（氟）。碱性最强的是FrOH，酸性最强的含氧酸是HClO4。
②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。
③元素的化合价与元素在周期表中的位置之间关系
主族元素的最高正化合价，等于原子所能失去或偏移的最外层电子数；而非金属的负化合价则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。所以，非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8。即：a．最高正化合价＝族序数＝原子最外层电子数（O、F除外）；b．最高正化合价＋最低负化合价绝对值＝8。
二、元素周期表和元素周期律的应用
1．根据同周期、同主族元素性质的递变规律判断元素性质的强弱（或大小）。
2．应用于元素“位置—结构—性质”的相互推断。
3．预测新元素
为新元素的发现，以及预测它们的原子结构和性质提供线索。
4．寻找新物质
（1）在金属与非金属分界处可以寻找半导体材料。
（2）研究氟、氯、硫、磷、砷附近元素，制造新农药。
（3）在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
思考：（1）从第ⅢA族的硼到第ⅦA族的砹连成一条斜线，即为金属元素和非金属元素的分界线，分界线附近元素的性质有何特点？这些元素可制取什么材料？
提示：分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性。这些元素可以制取半导体材料。
（2）短周期元素R的氢化物的化学式为H2R，则该元素最高价氧化物对应水化物的化学式是什么？
提示：该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2RO4。
（二）自学检测
1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）
（1）根据元素周期律可知金属性最强的是钫，非金属性最强的是氦（
）
（2）金属不可能具有非金属性，非金属不可能具有金属性（
）
（3）锗元素属于金属元素，但也具有一定的非金属性（
）
（4）在金属与非金属分界线附近寻找催化剂材料（
）
答案：（1）×（2）×（3）√（4）×
2．根据元素所在元素周期表的位置，判断下列元素都能作为半导体材料的是（
）
A．Si、K
B．C、Si
C．Si、Ge
D．As、Se
答案：C
解析：在元素周期表中，在金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如Si、Ge可用作半导体材料。
3．主族元素锗的最高化合价为＋4价，且锗位于硅的下一周期，写出“锗”在周期表中的位置________。根据锗在周期表中处于金属和非金属分界线附近，预测锗单质的一种用途是________。硅和锗单质分别与H2反应时，反应较难进行的是________（填“硅”或“锗”）。
答案：第四周期ⅣA族；半导体材料；锗
（三）重难点突破
重难点1：同一元素的“位、构、性”关系
元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。
1．结构与位置互推是解题的基础
（1）掌握四个关系式
①电子层数＝周期数。
②质子数＝原子序数。
③主族元素原子最外层电子数＝主族序数。
④主族元素的最高正价＝族序数，最低负价＝主族序数－8。
（2）熟练掌握周期表中的一些特殊规律
①各周期元素种类数（分别为2、8、8、18、18、32、32）。
②稀有气体元素原子序数（分别为2、10、18、36、54、86、118）和所在周期（分别在一到七周期）。
③同族上下相邻元素原子序数的关系（相差2、8、18、32、32）。
④同周期ⅡA族与ⅢA族元素原子序数差值（有1、11、25等情况）。
2．性质与位置互推是解题的关键
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：
（1）原子半径。
（2）元素的主要化合价。
（3）元素的金属性、非金属性。
（4）单质的氧化性、还原性。
（5）气态氢化物的稳定性。
（6）最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
（7）金属从H2O或酸中置换H2的难易程度。
3．结构和性质的互推是解题的要素
（1）电子层数和最外层电子数决定元素原子的金属性和非金属性强弱。
（2）同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似。
（3）正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。
（4）判断元素金属性和非金属性强弱。
典例：下图中，a、b、c、d、e
为元素周期表中前四周期的一部分元素，下列有关叙述正确的是（
）
a
b
c
d
e
A．元素b位于ⅥA
族，有＋6、－2两种常见化合价
B．五种元素中，元素
e
的性质最稳定
C．原子半径有
d>c>b
D．元素e参与形成的化合物可以作为一种半导体材料
答案：D
解析：根据各元素在周期表中的物质可知，a、b、c、d、e
分别是He、O、P、Cl、As。元素b是O元素，位于ⅥA族，只有－2、－1两种常见化合价，没有＋6价，A错误；五种元素中，元素a的原子具有最外层2个电子的稳定结构，所以它的性质最稳定，B错误；同一周期的元素，原子序数越小，原子半径越大，不同周期的元素，原子核外电子层数越多，原子半径就越大，所以原子半径有c>d>b，C错误；元素e处于金属与非金属交界处，所以该元素参与形成的化合物可以作为一种半导体材料，D正确。
【反馈检测】
第一课时
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
答案：D
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。
2．下列排列顺序不正确的是（
）
A．原子半径：钠>硫>氯
B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4
C．最高正化合价：氯>硫>磷
D．热稳定性：碘化氢>溴化氢>氯化氢
答案：D
解析：钠、硫、氯是具有相同电子层数的元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，最外层电子数逐渐增多，最高正化合价逐渐增大，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。因为非金属性Cl>Br>I，所以气态氢化物的热稳定性HCl>HBr>HI，D项错误。
3．X、Y两是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比Y的大，下面说元素法正确的是（
）
A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强
B．X的非金属性比Y的强
C．X的阴离子比Y的阴离子还原性强
D．X的气态氢化物比Y的稳定
答案：C
解析：X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边，原子序数X比Y的小，X的非金属性比Y的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X比Y的弱，X的阴离子比Y的阴离子还原性强，X的气态氢化物不如Y的稳定。
4．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
0．74
1．17
根据以上数据，磷原子的半径可能是（
）
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：根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S之间。
5．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________________________________________________。
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Cl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），Cl元素非金属性最强，故单质中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；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。
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
第二课时
1．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。下列说法正确的是（ ）
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C．短周期元素形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构
D．同一主族元素的原子、最外层电子数相同，化学性质完全相同
答案：B
解析：位于周期表中金属与非金属分界线上的元素（如Al）既能表现金属性，又能表现非金属性，A错；H＋最外层无电子，H－、Li＋最外层只有两个电子，C错；同主族元素的原子，化学性质有相似性，但并不完全相同，D错；第三周期元素的最高正化合价由ⅠA～ⅦA族分别为＋1、＋2、＋3、＋4、＋5、＋6、＋7价等于它所处的主族序数，B正确。
2．科学家已正式将原子序数为114的元素命名为钅夫，下面关于它的原子结构和性质预测不正确的是（
）
A．该元素原子的最外层电子数为4
B．其常见价态为＋2、＋4
C．它的金属性比铅强
D．它的原子半径比第115号元素的原子半径小
答案：D
解析：根据114号元素的原子序数，可推知该元素在周期表中位于第七周期，第ⅣA族，其与碳是同一主族元素，该元素最外层电子数为4，其有＋2价、＋4价，A、B项正确；114号元素与铅为同一主族元素，根据同主族元素从上到下金属性逐渐增强，可知该元素的金属性比铅强，C项正确；114号元素与115号元素位于同一周期，根据同周期元素原子半径逐渐减小可知，114号原子半径大于115号原子半径，D项不正确。
3．第ⅡA族元素从第二周期到第六周期的元素分别是Be（铍）、Mg（镁）、Ca（钙）、Sr（锶）、Ba（钡）。下列关于ⅡA族元素预言可能正确的是（
）
①常温下，单质铍能与水剧烈反应放出H2
②常温下，单质钡能与水剧烈反应放出H2
③Be（OH）2易溶于水
④Ba（OH）2易溶于水
⑤SrCO3易溶于水
A．①②③
B．③⑤
C．②④
D．①②③④⑤
答案：C
解析：同主族从上到下，金属性逐渐增强，与水反应越来越剧烈，即常温下，单质钡能与水剧烈反应放出H2，①错误，②正确；Mg（OH）2难溶于水，Ca（OH）2微溶于水，推出Be（OH）2难溶于水，③错误；Ba（OH）2是易溶于水的强碱，④正确；根据MgCO3、CaCO3、BaCO3难溶于水，因此SrCO3难溶于水，⑤错误。
4．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。
5．A、B、C、D、E、F、G均为短周期元素，原子序数依次递增。A元素原子核内无中子，B元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，D是地壳中含量最多的元素，E是短周期中金属性最强的元素，F与G位置相邻，G是同周期元素中原子半径最小的主族元素。请回答下列问题：
（1）C在元素周期表中的位置为________，G的原子结构示意图是________。
（2）D与E按原子个数比1∶1形成化合物甲，其化学式为_____，向甲中滴加足量水时发生反应的化学方程式是________________。
（3）E、F、G形成的简单离子，半径由大到小顺序是______________________。（用离子符号表示）
解析：（1）由题给信息知A为H，B为C，D为O，E为Na，F为S，G为Cl，由B、D可知C为N。
（2）Na与O可形成Na2O、Na2O2，Na2O2与H2O反应的化学方程式为2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑。
（3）Na＋核外电子排布示意图为，Cl－、S2－核外电子排布示意图为，故离子半径：S2－>Cl－>Na＋。
答案：（1）第二周期ⅤA族；
（2）Na2O2；2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
（3）S2－>Cl－>Na＋
