二轮 专题训练 专题七 元素周期表、元素周期律教案（教师版）

元素周期表 元素周期律

【知识网络】

随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化

元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化

③、元素主要化合价呈周期性变化

④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化

①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；

编元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 具排体元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一依表据现个纵行。

形①、短周期（一、二、三周期） 式周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 七三周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）长 主三七短副①、主族（ⅠA～ⅦA共7个） 一零元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个） 和不全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）

同周期同主族元素性质的递变规律

性质递变 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数

②、原子半径 ③、主要化合价

④、金属性与非金属性

⑤、气态氢化物的稳定性

⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性

【考纲点击】

1.从元素原子最外层电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，了解元素周期律。 2.了解元素周期表的结构(周期、族)，知道金属、非金属在周期表中的位置。 3.以第三周期元素为例，知道同周期元素性质递变规律与原子结构的关系。 4.以IA、VIIA元素为例，理解同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系。 5.了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。

【命题规律】

物质结构和元素周期律是每年必考的重点内容，主要是对原子结构、同位素等概念的考查；元素的“原子结构”、“在周期表中位置”、“基本性质”三者间的关系考查；化学键的考查层次较低，高考考查重点放在对概念的理解上。元素周期律与元素周期表内容丰富，规律性强，因此命题的空间极为广阔。预测今后高考中可能以短周期元素(或前20号元素)命

- 1 -

题来考查同一周期、同一主族内元素性质(如原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系。元素“构”、“位”、“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算相结合。 【重点知识梳理】

一.元素周期律及其实质

1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。 2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化（见本考点“三、2．原子结构与元素性质的关系”）。

3．具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原子序数的递增 元素性质 ?．最外层电子数 ?．原子半径 同周期元素（左→右） 逐渐增多（1e→8e） 逐渐减小（稀有气体最大） 最高正价：+1→+7； ?．主要化合价 ——同主族元素（上→下） 相同 逐渐增大 最高正价相同； 最低负价 -4 → -1； 最低负价相同（除F、O外） 最低负价＝主族序数－8 最高正价＝主族序数 呈减小趋势 电负性逐渐减小 失能增；得能减。 金属性逐渐增强； 非金属性逐渐减弱。 碱性逐渐增强； 酸性逐渐减弱。 逐渐减弱 ?．第一电离能 ?．电负性 ?．得失电子能力 ?．元素的金属性和非金属性 呈增大的趋势 电负性逐渐增大 失能减；得能增。 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强。 ?．最高价氧化物对应水化物的酸碱性 ?．非金属气态氢化物稳定性 碱性逐渐减弱； 酸性逐渐增强。 逐渐增强 注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。

二.元素周期表及其结构

1．元素周期表：电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，得到的表叫元素周期表。

- 2 -

元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。 2．元素周期表的结构

?周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列成的横行叫周期。 长式周期表有 7 个周期：1、2、3 周期为 短周期 ；4、5、6周期为 长周期 ；7为 不完全周期 。

目前1～7周期元素数目分别为2、8、8、18、18、32、26。 周期序数 = 电子层数。

?族：最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行叫族（除8、9、10列）。长式元素周期表有 18 纵行，分为 16 个族。

主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。用族序数后加字母A表示。7个。 副族：完全由长周期元素构成的族。用族序数（罗马数字）后加字母B表示。7个。 第Ⅷ族：第 8、9、10 纵行。 0族：第 18 列 稀有气体 元素。

?镧系元素：周期表中[行6，列3]的位置，共15种元素。

?锕系元素：周期表中[行7，列3]的位置，共15种元素。均为放射性元素

?过渡元素：第Ⅷ族加全部副族共六十多种元素的通称，因都是金属，又叫过渡金属。 三.原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系 元素在周期表中位置与元素性质的关系

- 3 -

?分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。

?对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。

实例：① 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3

难溶于水等等。 ② Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 ③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。

2．原子结构与元素性质的关系

?与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。

?与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。

?分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是 氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。

?最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；

- 4 -

非金属性逐渐增强 周期 金 1 属 B 非金属区 非 2 性 Al Si 金 3 逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5 增 金属区 Po At 增 6 强 强 7 金属性逐渐增强 主族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；

最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。

3．原子结构与元素在周期表中位置的关系 ?电子层数等周期序数；

?主族元素的族序数=最外层电子数；

（3）根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法

记住每个周期的元素种类数目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数。

4．元素周期表的用途

?预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质； ①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4 。

②比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S。 ③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。

④推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。

?启发人们在一定范围内寻找某些物质

①半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。

③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。

四.元素的金属性或非金属性强弱的判断 1．元素金属性强弱比较方法

①与水（或非氧化性酸）反应置换氢的难易。越易，金属性越强。 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱。越强，金属性越强。

③互相置换反应(金属活动性顺序表)。金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其

- 5 -

盐溶液中置换出来。注意，较活泼的金属不能活泼到和盐溶液中的水反应。

④单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）。一般地来说，阳离子氧化性越弱，电解中在阴极上越难得电子，对应金属元素的金属性越强。

⑤原电池反应中正负极。负极金属的金属性强于正极金属。 ⑥一般来说，元素第一电离能越小，电负性越小，则其金属性越强。 ⑦金属活动性顺序：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 2．元素非金属性强弱比较方法

①与H2化合的难易及氢化物的稳定性。越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱。酸性越强，则非金属性越强。 ③单质的氧化性或离子的还原性。阴离子还原性越弱，则非金属性越强。 ④互相置换反应。非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来。 五、微粒（原子及离子）半径大小比较规律 ?影响原子（或离子）半径大小的因素

①电子层数越多，半径越大； ②．电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 ?具体规律

①同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大。如：F

②同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。

③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F> Na>Mg>Al。 ④同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。如Na＜Na；Cl＜Cl 。 ⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe。 ⑥稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径（测量方法不同）。 六、位构性的关系

1．从元素周期表归纳电子排布规律

(1)最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素．

(2)最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族元素或0族元素氦．

(3)最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期． (4)某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期．

- 6 -

2+

3+

+

--+

2+

3+----

(5)电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期．

2．从元素周期表归纳元素化合价的规律

(1)主族元素的最高正价数等于主族序数，等于主族元素原子的最外层电子数，其中氟无正价．非金属元素除氢外，均不能形成简单阳离子，金属元素不能形成简单阴离子．

(2)主族元素的最高正价数与最低负价数的绝对值之和为8，绝对值之差为0、2、4、6的主族依次为ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族．

(3)非金属元素的正价一般相差2，如氯元素正化合价有＋7、＋5、＋3、＋1等，某些金属也符合此规律，如锡元素正化合价有＋4、＋2价．

(4)短周期元素正价变化随原子序数递增，同周期有一个＋1到＋7价的变化(ⅠA～ⅦA族)；长周期有两个＋1到＋7价的变化(ⅠA～ⅦB族，ⅠB～ⅦA族)．

【考点突破】

考点一、元素周期表的结构

元素周期表的结构 周期序数 元素的种数 短 周周 期 长 期 周 期 主 第一周期 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 2 8 8 18 18 32 位置与结构的关系 1.周期序数＝原子核外电子层数 2.对同主族(nA族)元素 若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。 若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。 最外层电子数=主族序数=价电子数 第七周期 不完全周期 零 族 族 副 ⅠB族～ 只由长周期元族 ⅦB族 素构成的族 第Ⅷ族 有三列元素 ⅠA族～ 由长周期元素 ⅦA族 和短周期元素族 共同构成的族。 最外层电子数均为8个（He为2个除外） 最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）最外层电子数只有1～7个。 掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。

【例1】X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确

- 7 -

的是（ ）

A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜X

B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4 C．3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定 D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X

解析：在解有关周期表的题目时，首先要确定元素在周期表中的位置，实在推不出具体的位置，推出相对位置也可以。因X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，所以在本题中的突破口就能推出X元素即为O，而在短周期中能与O同主族的就只有S元素，即为Y,而Z原子的核外电子数比Y原子少1,也就不难得出Z元素即为P元素，A选项中三元素非金属性由弱到强的顺序为P＜S＜O，S的最高价氧化物对应水化物的分子式为H2YO4，三种元素的气态氢化物中，最稳定的是H2O，而不是磷化氢；D选项中半径大小比较是正确的，最后本题的答案为AD。

答案：AD

考点二、元素周期律

涵 义 实 质 核外电 子排布 原子半径 主要化合价 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。 元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。 最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变 化。 原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。 最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数 金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。 元素及化合物的性质

考点三、同周期、同主族元素性质的递变规律

原子结构 核电荷数 电子层数 原子半径 同周期（左→右） 逐渐增大 相同 逐渐减小 同主族（上→下） 增大 增多 逐渐增大 - 8 -

化合价 最高正价由+1→+7负价数=8-族序数 最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 氧化性逐渐减弱，还元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 单质的氧化性和还原性 氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。 原性逐渐增强。 最高价氧化物的水化物的酸碱性 气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性。 酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。 稳定性逐渐增酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。 稳定性逐渐减弱，还强，还原性逐渐减弱，原性逐渐增强，酸性逐渐酸性逐渐增强。 减弱。 简单微粒半径的比较方法 原 子 半 径 1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小 例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl 2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。 例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs 1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子.例：rCl-＞rCl，rFe＞rFe＞rFe 离 子 半 径 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小. 例：rO＞rF＞rNa＞rMg＞rAl 带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大. 例：rLi＜rNa＜rK＜rRb＜rcs；rO＜rs＜rse＜rTe 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rk与rMg可选rNa为参照可知rk＞rNa＞rMg 元素金属性和非金属性强弱的判断方法

金 属 性 比 较 本质 判 断 依 原子越易失电子，金属性越强。 1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。 2．单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 3．单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。 +2++++2++++++2-2-2-2-2--+2+3+2+3+ - 9 -

据 4．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 5．若x+y=x+y 则y比x金属性强。 n+m+非 金 属 性 比 较 本质 判 断 方 法 原子越易得电子，非金属性越强。 1．与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。 2．单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。 3．最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。 4．A+B=B+A 则B比A非金属性强。 n-m-

【高考真题精解精析】 【2011高考试题解析】

1.（浙江）X、Y、Z、M、W为五种短周期元素。X、Y、Z是原子序数依次递增的同周期元素，且最外层电子数之和为15，X与Z可形成XZ2分子；Y与M形成的气态化合物在标准状况下的密度为0.76 g/L；W的质子数是X、Y、Z、M四种元素质子数之和的1/2。下列说法正确的是

A．原子半径：W＞Z＞Y＞X＞M

B．XZ2、X2M2、W2Z2均为直线型的共价化合物 C．由X元素形成的单质不一定是原子晶体

D．由X、Y、Z、M四种元素形成的化合物一定既有离子键，又有共价键 【答案】C

【解析】本题为元素周期律与周期表知识题。由题意可推出X、Y、Z、M、W依次为C、N、O、H、Na。A．错误，原子半径：C＞N＞O；B．错误，W2Z2即H2O2为折线型分子。C．石墨、C60等为非原子晶体。D．NH4HCO3为离子化合物，符合条件，反例CH3－NO2为共价化合物。

2.（天津）以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是 A．第IA族元素铯的两种同位素

137

Cs比

133

Cs多4个质子

B．同周期元素（除0族元素外）从左到右，原子半径逐渐减小 C．第 ⅦA元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强 D．同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低

- 10 -

3、（广东）短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态化合物的水溶液呈碱性，乙位于第VA族，甲和丙同主族，丁原子最外层电子数和电子层数相等，则

A、原子半径：丙>丁>乙 B、单质的还原性：丁>丙>甲

C、甲、乙、丙的氧化物均为共价化合物

D、乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应 答案：AD

解析：此题考查了物质结构和元素周期律知识。短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态化合物的水溶液呈碱性，其是氨气，乙位于第VA族，其是N元素；则甲是H元素；甲和丙同主族，且其原子序数大于乙，丙是Na元素；丁原子最外层电子数和电子层数相等，其是Al；原子半径：丙>丁>乙，A对；单质的还原性：丙>丁>甲，B错；丙的氧化物中氧化钠和过氧化钠均为离子化合物，C错；乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物分别是硝酸、氢氧化钠和氢氧化钠，三者之间可以相互反应，D对。

4.（江苏）短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图1所示。下列说法正确的是

A.元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8 B.原子半径的大小顺序为：rX＞rY＞rZ＞rW＞rQ C.离子Y和Z

2－

3＋

的核外电子数和电子层数都不相同

D.元素W的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Q的强 【答案】A

【解析】该题以“周期表中元素的推断”为载体，考查学生对元素周期表的熟悉程度及其对表中各元素性质和相应原子结构的周期性递变规律的认识和掌握程度。考查了学生对物质结构与性质关系以及运用元素周期律解决具体化学问题的能力。

推出的元素为：X:N ； Y :O ； Z: Al ； W :S ； Q :Cl A.元素最高正化合价一般等于其主族数。

- 11 -

B.同周期原子半径从左到右依次减小，同主族从上到下依次增大。 C.离子Y和Z

2－

3＋

都为10微粒，核外电子数和电子层数都相同。

D. 元素最高价氧化物对应的水化物的酸性是与非金属性一致的，因此酸性Q的强。 5.（全国新课标）短周期元素W、X、Y和Z的原子序数依次增大。元素W是制备一种高效电池的重要材料，X原子的最外层电子数是内层电子数的2倍，元素Y是地壳中含量最丰富的金属元素，Z原子的最外层电子数是其电子层数的2倍。下列说法错误的是

A. 元素W、X的氯化物中，各原子均满足8电子的稳定结构 B. 元素X与氢形成的原子比为1：1的化合物有很多种 C. 元素Y的单质与氢氧化钠溶液或盐酸反应均有氢气生成 D. 元素Z可与元素X形成共价化合物XZ2

解析：元素W是制备一种高效电池的重要材料，说明W是Li；X原子的最外层电子数是内层电子数的2倍，说明X是碳元素；元素Y是地壳中含量最丰富的金属元素，因此Y是Al；短周期元素电子层数最多是3层，如果原子的最外层电子数是其电子层数的2倍，所以可能是He、C和S，又因为W、X、Y和Z的原子序数依次增大，所以Z只能是S。元素W、X的氯化物分别是LiCl和CCl4，前者锂原子不能满足8电子的稳定结构，A不正确；X与氢形成的原子比为1：1的化合物可以是C2H2、C6H6或C8H8，B正确；单质铝与氢氧化钠溶液或盐酸反应均有氢气生成，C正确；C和S均属于非金属元素，二者可以形成共价化合物CS2，D正确。

答案：A

6.（山东）某短周期非金属元素的原子核外最外层电子数是次外层电子数的一半，该元素

A.在自然界中只以化合态的形式存在 B.单质常用作做半导体材料和光导纤维 C.最高价氧化物不与酸反应 D.气态氢化物比甲烷稳定 【答案】A

【解析】考查物质结构元素周期律及元素化合物知识。易推断所述元素为Si，其在自然界只有化合态，故A选项正确；单晶硅用作半导体材料，SiO2用作光导纤维，故B选项错；SiO2可与氢氟酸反应，则C选项错；硅的非金属性比碳弱，故SiH4不如CH4稳定，同样D选项错

7.（安徽）中学化学中很多“规律”都有其使用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是

A.根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大 B.根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是+7 C.根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH=6.8的溶液一定显酸性 D.根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO

解析：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，由周期表可知同周期元素的第一电离能随着核电荷数的增大而逐渐增大，但Al

- 12 -

的第一电离能比Mg小，A错误；卤族元素中氟元素是最活泼的非金属元素不可能失去电子，所以氟元素无正价，B错误；只有再常温下pH=6.8的溶液才一定显酸性，而在100℃时pH=6.8的溶液却显酸性，因此用pH判断溶液酸碱性时必需考虑温度，因此C不正确；碳酸的酸性强于次氯酸的，所以CO2通入NaClO溶液中能生成HClO，方程式为：CO2＋2ClO＋H2O=CO3＋2HclO，因此只有答案D正确，

答案：D

8.（福建）依据元素周期表示元素周期律，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.HCl HBr HI的热稳定性依次增强

D.若M和R的核外电子层结构相同，则原子序数：Ｒ＞M 【答案】B

【解析】硼与碳同周期，非金属性C>B，则酸性：H2CO3>H3BO3，不正确；Be、Mg属于同一主族，金属性：Mg> Be，故碱性：Mg（OH）2> Be(OH)2，B项正确；Cl、Br、I铜主族，非金属性：Cl>Br>I，故氢化物稳定性：HCl>HBr>HI，C项不正确；若M和R核外电子层结构相同，则原子序数M>R，D错误

9.（福建）（15分）

I.磷、硫元素的单质和化合物应用广泛。 （1）磷元素的原子结构示意图是 。

（2）磷酸钙与焦炭、石英砂混合，在电炉中加热到1500°C生成白磷，反应为： 2Ca3(PO4)2+6SiO2==6CaSiO3+P4O10 10C+P4O10==P4+10CO 每生成 1molP4 时，就有 mol电子发生转移。

（3）硫代硫酸钠（Na2S2O2）是常用的还原剂。在维生素C（化学式C6H8O6）的水溶液中加入过量I2溶液，使维生素完全氧化，剩余的I2用Na2S2O2溶液滴定，可测定溶液中维生素C的含量。发生的反应为：

C6H8O6+I2===C6H6O6+2H+2I

+

-

+

2-+

2-－

2－

2S2O3+I2===S4O6+2I

-1

2-2--

在一定体积的某维生素C溶液中加入amolLI2溶液V1ml,充分反应后，用Na2S2O2溶液滴定剩余的I2,消耗bmolL Na2S2O2溶液V2ml.该溶液中维生素C的物质量是 mol。

（4）在酸性溶液中，碘酸钠(KIO3)和亚硫酸钠可发生如下 反应：2IO3+5SO3+2H==I2+5SO4+H2O

生成的碘可以用淀粉液检验，根据反应溶液出现蓝色所需的时间来衡量该反应的速率。某同学设计实验如下表所示：

-2-+

2+

-1

- 13 -

该实验的目的是；________________ 表中V2=_____mL.

II 稀土元素是宝贵的战略资源，我国的蕴藏量居世界首位。

（5）铈（Ce）是地壳中含量最高的稀土元素，在加热条件下CeCl3易发生水解，无水CeCl3，可用加热CeCl3? 6H2O和NH4Cl固体混合物的方法来制备。其中，NH4Cl的作用是___________。

（6）在某强酸性混合稀土溶液中加入H2O2，调节pH ≈3. Ce通过下列反应形成 Ce（OH）4沉淀得以分离。完成反应的离子方程式：

5+

【答案】

【解析】Ⅰ（1）P的原子序数是15，因此其结构示意图为：

（2）P元素的化合价有正5价到了P4中的0价，故每生成1mol P4转移20mol电子。 （3）根据方程式可知： Vc～I2 2S2O3～I2

故用于滴定Vc的I2为：V1a×10-0.5V2b×10mol。

-3

-3

2-

- 14 -

（4）通过分析表中的数据可知，该实验研究的是温度、浓度对反应速率的影响；由于实验1和实验2的温度相同，故实验2与实验3的溶液体积一定相同，因此V2=40。

Ⅱ（5）由于氯化铵分解出氯化氢气体，可以抑制CeCl3的水解。

（6）分析反应可知：Ce化合价升高到了Ce（OH）4中的正4价，而H2O2中O的化合价由-1价降到-2价，根据电子守恒可确定，Ce系数是2，而H2O2的系数为1。，再根据电荷守恒可知缺少的物质是H，最后根据原子守恒配平反应：2Ce+H2O2+6H2O=2Ce(OH)4↓+6H。

10.（北京）(12分)

在温度t1和t2下，X2(g)和 H2反应生成HX的平衡常数如下表：

化学方程式 K (t1 ) 1.8 ?10 36+

2+

＋

3+

3+

K (t2) F2?H22HF 1.9?1032 Cl2?H22HCl Br2?H22HBr 9.7?1012 5.6?107 2HI 43 4.2?1011 9.3?106 34 I2?H2（1）已知t2 >t1，HX的生成反应是 反应（填“吸热”或“放热”）。 （2）HX的电子式是 。

（3）共价键的极性随共用电子对偏移程度的增大而增强，HX共价键的极性由强到弱的顺序是 。

（4）X2都能与H2反应生成HX，用原子结构解释原因： 。 (5)K的变化体现出X2化学性质的递变性，用原子结构解释原因：__________，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱。

（6）仅依据K的变化，可以推断出：随着卤素原子核电荷数的增加，_______（选填字母）

a. 在相同条件下，平衡时X2的转化率逐渐降低 b. X2与H2反应的剧烈程度逐渐减弱 c. HX的还原性逐渐 d. HX的稳定性逐渐减弱

解析：（1）由表中数据可知，温度越高平衡常数越小，这说明升高温度平衡向逆反应方向移动，所以HX的生成反应是发热反应；

（2）HX属于共价化合物，H－X之间形成的化学键是极性共价键，因此HX的电子式是；

- 15 -

（3）F、Cl、Br、I属于 ⅦA，同主族元素自上而下随着核电荷数的增大，原子核外电子层数逐渐增多，导致原子半径逐渐增大，因此原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，从而导致非金属性逐渐减弱，即这四种元素得到电子的能力逐渐减弱，所以H－F键的极性最强，H－I的极性最弱，因此HX共价键的极性由强到弱的顺序是HF、HCl、HBr、HI；

（4）卤素原子的最外层电子数均为7个，在反应中均易得到一个电子而达到8电子的稳定结构。而H原子最外层只有一个电子，在反应中也想得到一个电子而得到2电子的稳定结构，因此卤素单质与氢气化合时易通过一对共用电子对形成化合物HX；

（5）同（3）

（6）K值越大，说明反应的正向程度越大，即转化率越高，a正确；反应的正向程度越小，说明生成物越不稳定，越易分解，因此选项d正确；而选项c、d与K的大小无直接联系。

答案：（1）放热 （2）

（3）HF、HCl、HBr、HI；

（4）卤素原子的最外层电子数均为7个

（5）同一主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多 （6）a、d 【2010高考试题解析】

1．（2010浙江卷，8）有X、Y、Z、W、M五种短周期元素，其中X、Y、Z、W同周期， Z、M同主族； X与M具有相同的电子层结构；离子半径：Z＞W；Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料。下列说法中，正确的是

A. X、M两种元素只能形成X2M型化合物

B. 由于W、Z、M元素的氢气化物相对分子质量依次减小，所以其沸点依次降低 C. 元素Y、Z、W的单质晶体属于同种类型的晶体 D. 元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂 【答案】D

2．（2010广东理综卷，10）短周期金属元素甲~戊在元素周期表中的相对位置如右表所示，下面判断正确的是

A．原子半径： 丙＜丁＜戊 B．金属性：甲＞丙 C．氢氧化物碱性：丙＞丁＞戊 D．最外层电子数：甲＞乙

【答案】C

3．（2010上海卷，20）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：

+

2-2--

- 16 -

元素代号

原子半径/pm

主要化合价

下列叙述正确的是

X Y Z W

160 143 70 66

+2 +3

-3

+5、+3、-2

A．X、Y元素的金属性 X

B．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成2W2 C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水

D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来 【答案】D

4．（2010山东卷，11）下列说法正确的是 A．形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力

B．HF、HCL、HBr、HI的热稳定性和还原性从左到右依次减弱 C．第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 D．元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果 【答案】D

5．（2010江苏卷，13）已知A、B、C、D、E是短周期中原子序数依次增大的5种主族元

素，其中元素A、E的单质在常温下呈气态，元素B的原子最外层电子数是其电子层数的2倍，元素C在同周期的主族元素中原子半径最大，元素D的合金是日常生活中常用的金属材料。下列说法正确的是

A．元素A、B组成的化合物常温下一定呈气态

B．一定条件下，元素C、D的最高价氧化物对应的水化物之间能发生反应 C．工业上常用电解法制备元素C、D、E的单质 D．化合物AE与CE古有相同类型的化学键

6．（2010四川理综卷，8）下列说法正确的是

- 17 -

A.原子最外层电子数为2的元素一定处于周期表IIA族

B.主族元素X、Y能形成XY2型化合物，则X与Y 的原子序数之差可能为2或5 C.氯化氢的沸点比氟化氢的沸点高

D.同主族元素形成的氧化物的晶体类型均相同 【答案】B

【解析】本题考查元素周期律知识。最外层电子数是2的，有IIA族、He和过渡元素，A项不正确；氟化氢分子间存在氢键，沸点于高氯化氢，C项错误；碳、硅同主族，CO2属于分子晶体，SiO2属于原子晶体，D项错误。

【2009高考】

1、（2009上海）8．在通常条件下，下列各组物质的性质排列正确的是 A．熔点：CO2?KCl?SiO2 B．水溶性：HCl?H2S?SO2 C．沸点：乙烷>戊烷>丁烷 D．热稳定性：HF?H2O?NH3 【答案】D

【解析】A中物质熔点的比较，应运用晶体类型的知识来比较，正确的应该是SiO2>KCl>CO2 B中水溶性的比较应注意溶质的极性问题，因为水分子是极性分子，因此极性分子易溶于水溶液中,同时注意常见物质的溶解性，正确的顺序应该是HCl>SO2>H2S

C有机物的熔沸点规律是同系物中C个数越多沸点越高，所以C的顺序刚好颠倒了。 D热稳定性决定于中心原子非金属性的强弱

【考点定位】本题通过比较考查了不同种晶体熔沸点比较以及同种晶体中有机物同系物熔沸点的比较，考查了元素周期律中非金属性的强弱规律以及溶解性比较，考查点较全面。

2、（2009北京）10. 甲、乙、丙、丁4种物质分别含2种或3种元素，它们的分子中各含18个电子。甲是气态氢化物，在水中分步电离出两种阴离子。下列推断合理的是

A．某钠盐溶液含甲电离出的阴离子，则该溶液显碱性，只能与酸反应 B．乙与氧气的摩尔质量相同，则乙一定含有极性键和非极性键 C．丙中含有2周期IVA族的元素，则丙一定是甲烷的同系物 D．丁和甲中各元素质量比相同，则丁中一定含有-1价的元素 【答案】D

【解析】本题中甲为 H2S,则其钠盐可为 NaHS ,它既能与酸反应，又能与碱反应，A项错误；乙可为CH3OH，其中无非极性键，B项错误；丙也可为CH3OH，

它不是甲烷的同系物，C项错误；丁为H2O2，D项正确。

【考点定位】本题把十八电子粒子的知识与元素化合物知识及同系物、化学键相结合，

- 18 -

考查学生综合运用的能力。

【2012高考押题】

1041．与铂同族的贵金属钯（Pd）有多种同位素。下列关于10346Pd、46Pd的说法正确的是

（ ）。

A．质子数相同，互称为同位素 B．中子数相同，化学性质不同 C．核外电子数相同，是同一种核素 D．质量数不同，互称为同素异形体

104【解析】选A。10346Pd和46Pd是质子数相同，中子数不同的同种元素形成的不同核素，互

为同位素。

2．由HBr和HBr组成的混合气体对N2的相对密度为2.9，则混合气体中Br和Br的原子个数比为（ ）。

A．1∶1 B．1∶2 C．2∶3 D．3∶2

【解析】选C。混合气体的平均摩尔质量为：M＝2.9×28g/mol＝81.2g/mol，设HBr的原子百分数为x，则HBr的原子百分数为（1－x），由元素相对原子质量概念有：81.2＝80x+82（1－x），解得x＝0.4，所以n（HBr）∶n（HBr）＝0.4∶（1－0.4）＝2∶3。

3． 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能表示为（ ）。

A．B3A2 B．BA2 C．A3B2 D．AB2 【解析】选B。分析过程如下表：

K Ab＝2 B2 L a＝6 a+b＝8 M a－b＝4 i 4．下列各组粒子中质子数和电子数均相同的是（ ）。 A．CH4、H2O、Na B．F2、Ar、HCl C．H3O、NH4、Na D．O、Mg、Ne

【解析】选B。A选项中的三种微粒，电子数均10，质子数分别为10，10，11；C选项中的三种微粒，质子数均11，电子数分别为10，10，11；D选项中的三种微粒，电子数均10，质子数分别为8，12，10。

+

+

2－

2+

+

79

81

81

79

79

81

79

81

元素 O S化学式 SiO2 - 19 -

5． X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化合物的化学式可能是（ ）。

A．XYZ B．X3YZ C．XYZ2 D．X2YZ3

【解析】选D。X、Y、Z原子的最外层电子数分别为1、4、6，所以在它们形成的化合物中其化合价依次为+1、+4和－2，那么再根据化合价代数和为零，代入验证即得D选项的化合物符合条件。

6．某高校化学工作者创建了“元素立体周期律”，在原来二维周期表横列（X轴）和纵列（Y轴）基础上，增加了一个竖列（Z轴）。Z轴按“中质差”（中子数和质子数之差△Z＝N－P）自上而下，递增顺序排列。原“二维元素表”中的相对原子质量由同位素“中质和”（中子数和质子数之和A＝N+P）替代。下列说法正确的是（ ）。

A．“中质和”相同的核素一定是同一元素 B．“中质差”相同的核素一定是同一元素 C．N－P＝A×△Z

D．至2008年，人们发现108种元素有m种核素，说明中质差一定有m种

【解析】选C。同一元素具有相同的质子数，“中质和”及“中质差”相同不能说明质子数一定相同，所以A和B选项错误；一种原子即为一种核素，它们的“中质差”可能相同，

18如146C和8O的“中质差”都是2，所以D选项错误。

2

2

7． X、Y、Z三种微粒的电子层结构相同，则一定不能再相等的是（ ）。 A．中子数 B．质量数 C．电子数 D．核电荷数

【解析】选D。电子层结构相同微粒核外电子数相同，因为三种微粒分别为原子、阴离子和阳离子，说明它们的质子数和核外电子数（核电荷数）不同，所以质子数一定不能再相等。

8． 2009年1月18日电，由552名中国科学院院士和中国工程院院士投票评选出的2008年世界十大科技进展新闻揭晓，“铁基超导材料研究获重大进展”名列榜单。由日本和中国科学家相继发现的新的高温超导材料－－铁基超导材料：其成分是氟掺杂镧（La）氧铁砷（As）化合物。下列有关该材料的判断正确的是（ ）。

A．在周期表中，该材料所含五种元素有两种位于主族，三种位于副族 B．该超导材料所含五种元素有两种金属元素，三种非金属元素 C．该超导体材料耐酸腐蚀

D．在周期表中，铁位于第VIII族，砷位于第四周期

－+

- 20 -

（1）X的原子结构示意图为_____________________。

（2）W、X的最高价氧化物的水化物相互反应的离子方程式为______________。 （3）工业上制取X单质的化学方程式为____________________________。

（4）G的气态氢化物与Y的最高价氧化物的水化物恰好反应生成的正盐溶液中，离子浓度由大到小的顺序为___________________________________。在催化剂作用下，汽车尾气中G的氧化物GO与一氧化碳两种气体能相互反应转化为无污染、能参与大气循环的两种气体，若有33.6L（已换算成标准状况）一氧化碳参加反应，转移的电子数为_______mol。

（5）298K时，Z的最高价氧化物为无色液体，0.25mol该物质与一定量水混合得到Z的最高价氧化物的水化物的稀溶液，并放出akJ的热量。该反应的热化学方程式为___________________________。

（6）实验室制备Y的单质时，常用排WY的饱和溶液法进行收集，其理由是（请结合化学平衡理论简要分析说明）______________________________________。

【解析】地壳中含量最多的金属元素是Al，W的最高价氧化物的水化物能够和 Al（OH）3反应生成盐和水，所以W为Na元素，Y与W可形成离子化合物W2Y，说明Y显－2价，所以Y为S元素，其最外层有6个电子，G最外层有5个电子，为N元素。Z的原子序数比Y的大，所以Z为Cl元素。

【答案】（1）（1）Al（OH）3+OH

－

AlO2+2H2O或Al（OH）3+OH4Al+3O2↑

2－

+

－

－

－

［Al（OH）4］

－

（3）2A12O3（熔融）

+

（4）c（NH4）＞c（SO4）＞c（H）＞c（OH） 3 （5）Cl2O7（l）+H2O（1）

2HClO4（aq） △H＝－4akJ·mol

+

－

－1

（6）在氯水中存在如下平衡：Cl2+H2O

－

H+Cl+HClO，在饱和NaCl溶液中，

c（Cl）最大，该平衡逆向移动程度最大，Cl2溶解的最少，所以可以用饱和NaCl溶液法收集Cl2。

23．下表给出了五种元素的相关信息，其中A、B、C、D为短周期元素。

元素

A

求的提高，它将成为倍受青睐的清洁燃料。

相关信息

在常温、常压下，其单质是气体，随着人类对环境的认识和要

- 26 -

工业上通过分离液态空气获得其单质，其某种同素异形体是保

B

护地球地表环境的重要屏障。

植物生长三要素之一，它能形成多种氧化物，其中一种是早期

C

医疗中使用的麻醉剂。

室温下其单质呈粉末状固体，加热易熔化。该单质在氧气中燃

D

烧，发出明亮的蓝紫色火焰。

它是人体不可缺少的微量元素，其单质也是工业生产中不可缺

E

少的金属原材料，常用于制造桥梁、轨道等。

根据上述信息填空：

（1）B在元素周期表中的位置是__________，画出D的原子结构示意图__________。 （2）D的单质与烧碱水溶液加热时自身的氧化还原反应生成两种具有强还原性的阴离子，写出该反应的离子方程式____________________。

（3）C与A形成的某一化合物能和C与B形成的另一无色化合物（这两种化合物分子中原子个数比皆为1∶2）一起用作火箭助推剂，写出两者发生反应生成无毒物质的化学方程式________________________________________。

（4）某矿藏主要含D、E两种元素组成的化合物，它是我国生产某强酸的主要原料。试写出该生产过程中第一阶段主要反应的化学方程式_________________________。

（5）以上这五种元素能组成一种工业上用途极广的复盐（含一种阴离子和多种阳离子），该物质中的A、B、C、D、E的质量比为5∶56∶7∶16∶14。请写出该化合物的化学式__________________。其水溶液的pH_____7（填“＞”、“＝”或“＜”）。

【解析】氢气是一种清洁燃料，所以A为氢元素；臭氧对紫外线有吸收作用，是保护地球地表环境的重要屏障，所以B为氧元素；氮磷钾是植物生长三要素，N2O俗名“笑气”，是早期医疗中使用的麻醉剂，所以C为氮元素；单质硫在氧气中燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰，所以D为硫元素；日常生产和生活中最常用的金属是铁、铜和铝，其中只有铁是人体不可缺少的微量元素，所以E为铁元素。（2）能够在碱性溶液中存在的含硫的阴离子有S、SO3和SO4，前二者具有强还原性，所以单质硫与烧碱溶液加热时生成Na2S和Na2SO3。（3）氮和氢形成的原子个数比为1∶2的化合物为N2H4，氮和氧形成的原子个数比为1∶2的化合物有NO2和N2O4，其中N2O4是无色气体，NO2是红棕色气体，N2H4和N2O4反应生成的无毒的N2和H2O。（4）我国主要以黄铁矿（主要成分是FeS2）为原料制备硫酸，其第一阶段主要反应是煅烧黄铁矿。（5）n（H）∶n（O）∶

- 27 -

2－

2－

2－

n（N）∶n（S）∶n（Fe）＝

+

2+

55671614∶∶∶∶＝20∶14∶2∶2∶1，其两种阳离1161432563+

2－

子只可能是2个NH4和1个Fe或Fe，阴离子只能是2个SO4，根据电荷守恒判断阳离子只可能是Fe，根据质量守恒定律判断剩余12个氢原子应该以6个水的形式存在，所以其化学式为：（NH4）2Fe（SO4）2·6H2O，NH4和1个Fe水解都显酸性，所以其溶液的pH＜7。

【答案】（1）第二周期第VIA族 （2）3S+6OH

－

+

2+

2+

SO3+2S+3H2O 3N2+4H2O 2Fe2O3+8SO2

2－2－

（3）N2H4+N2O4（4）4FeS2+11O2

（5）（NH4）2Fe（SO4）2·6H2O ＜

24． W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短同期元素，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。

（1）W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生盐和水，该反应的离子方程式为______________________________________________________。

（2）W与Y可形成化合物W2Y，该化合物的电子式为_________。

（3）X的硝酸盐水溶液显______性，用离子方程式解释原因__________________。 （4）Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为_________。 （5）比较Y、Z气态氢化物的稳定性：_________＞_________（用分子式表示）。 （6）W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是： _________＞_________＞_________＞_________。

（7）Z的最高价氧化物为无色液体，0.25mol该物质与一定量水混合得到一种稀溶液，并放出QkJ的热量。写出该反应的热化学方程式__________________。

【解析】（1）W、X为金属，其最高价氧化物对应的水化物为碱，且两种碱可以反应生成盐和水，则为NaOH和Al（OH）3，二者反应的离子方程式：Al（OH）3+OH＝

AlO2+2H2O。

（2）W为Na，W可以和Y形成W2Y，则Y为－2价，为ⅥA元素，且和钠同周期，所以为S。W2Y为Na2S，电子式为：Na[:S:]Na。

..?..2??－

－

（3）Y的硝酸盐为Al（NO3）3，由于Al的水解：Al+3H2O酸性。

3+3+

Al（OH）3+3H，其溶液呈

+

（4）Y的低价氧化物为SO2；并且Z和Y同周期，原子序数比Y大，所以Y为Cl。Y的低

- 28 -

价氧化物和Z的单质反应的方程式：SO2+Cl2+2H2O＝H2SO4+2HCl。

（5）非金属性越强，气态氢化物的稳定性越强；由于非金属性：Cl＞S，所以气态氢化物的稳定性：HCl＞H2S。

（6）对电子层结构相同的单核离子，核电荷数越大，则离子半径越小，10电子离子半径比较关系有：r（N）＞r（O）＞r（F）＞r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）；18电子离子半径比较关系有：r（S）＞r（Cl）＞r（K）＞r（Ca）；同族离子电子层数越多，离子半径越大，r（Cl）＞r（F），综合上述关系得出：r（S）＞r（Cl）＞r（Na）＞r（Al）。

（7）Z的最高价氧化物为Cl2O7是酸性氧化物，与水反应生成对应的酸：Cl2O7+H2O＝2HClO4，0.25mol Cl2O7放出QkJ的热量，故△H＜0，对应的热化学方程式为：Cl2O（+H2O（l）＝2HClO47l）（aq） △H＝－4QkJ/mol。

【答案】（1）Al（OH）3+OH＝AlO2+2H2O （2）Na[:S:]Na。

－

－

－

－

2－

－

+

3+

2－

－

+

2+

3－

2－

－

+

2+

3+

?....2??（3）酸；Al+3H2O

2－

－

3+

Al（OH）3+3H ；（4）SO2+Cl2+2H2O＝H2SO4+2HCl ；（5）HCl＞H2S

+

3+

+

（6）r（S）＞r（Cl）＞r（Na）＞r（Al）

（7）Cl2O7（l）+H2O（l）＝2HClO4（aq）；△H＝－4QkJ/mol。

25． A、B、C、D四种短周期元素的原子序数依次增大，A元素的气态氢化物与A元素的最高价氧化物对应的水化物能反应生成盐；B、C、D同周期，它们的最高价氧化物对应的水化物两两之间都能反应生成盐和水，B和D可组成化合物BD。回答下列问题：

（1）A元素的气态氢化物的结构式为：__________。D的最高价氧化物对应水化物的化学式：____________。

（2）在工业上常用________法制备单质C（填金属的冶炼方法） （3）C、D组成的化合物溶于水的离子方程式：_________________。

（4）B、C最高价氧化物对应的水化物在溶液中反应的离子方程式为：_____________。 【解析】分析元素周期表和各元素的性质：A元素的气态氢化物与A元素的最高价氧化物对应的水化物能反应生成盐，可知A是N元素（NH3+HNO3＝NH4NO3）。B、C、D同周期，它们的最高价氧化物对应的水化物要么是酸，要么是碱，且两两之间都反应生成盐和水，可知C为Al；又B和D可组成BD化合物，可推得B为Na，D为Cl，由此可顺利解题。

- 29 -

- 30 -

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/w4tg.html