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衔接点21 元素周期表和元素周期律
初中要求 初步元素周期表的结构。
高中要求 1. 了解元素周期表中元素的分区，理解元素的化合价与元素在周期表的位置关系； 2. 了解元素与元素周期律的应用，理解元素原子结构、在周期表中的位置和元素性质三者之间的关系，建立“位、构、性”关系应用的思维模型。
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1. 元素周期表
科学家们根据元素的原子结构和性质，把它们科学有序地排列起来，这样就得到了元素周期表。
（1）为了便于查找，元素周期表按元素原子核电荷数递增的顺序给元素编了号，叫做原子序数，原子序数与元素原子核电荷数在数值上相同。
（2）元素周期表上对金属元素、非金属元素（包括稀有气体元素）用不同的颜色做了分区，并标上了元素的相对原子质量。
2. 元素周期表的结构
（1）横行：元素周期表共有7个横行，每一个横行叫做一个周期。
（2）纵行：元素周期表共有18个纵行，每一个纵行叫做一个族（8,9,10三个纵行共同组成一个族），共16个族。
（3）单元格：元素周期表中每一格表示一种元素，每一格中：
①右上角的数字表示原子序数。
②左上角的字母表示元素符号。
③中间的汉字表示元素名称。
④最下面的数字表示相对原子质量。
3. 元素周期表的意义
（1）元素周期表是学习和研究化学的重要工具。
（2）为寻找新元素提供了理论依据。
（3）在元素周期表中相靠近的元素性质相似，给了人们在一定区域寻找新物质（如半导体材料、催化剂等）提供了启发。
新知一 元素周期表的编排原则与结构
1．元素周期表的编排原则
(1)原子序数：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编的序号。
(2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(3)横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
(4)纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。
2．元素周期表的结构
元素周期表有7个横行，18个纵列。每一个横行叫做一个周期，每一个纵列叫做一个族(8、9、10三个纵列共同组成第Ⅷ族)。
(1)周期
观察元素周期表，填写下表，并思考周期序数与原子核外电子层数之间的关系。
周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数
1 H～He 2 1
2 Li～Ne 8 2
3 Na～Ar 8 3
4 K～Kr 18 4
5 Rb～Xe 18 5
6 Cs～Rn 32 6
7 Fr～Og(118号) 32 7
由此可知：
①周期序数＝电子层数
②周期的分类
周期—
(2)族
①周期表中族的特点和划分
特点 主族元素的族序数＝最外层电子数
分类 主族 共有7个，包括ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA，由短周期和长周期元素共同构成
副族 共有8个，包括ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ，完全由长周期元素构成
0族 占据元素周期表的第18纵列，最外层电子数为8(He是2)，很难与其他物质发生化学反应，化合价定为0价
②常见族的别称
族 别名
第ⅠA族(除氢外) 碱金属元素
第ⅦA族 卤族元素
0族 稀有气体元素
3.元素周期表中方格里的符号的意义
【归纳总结】元素周期表的结构
原子序数的定量关系
①同周期，第ⅡA族与第ⅢA族原子序数差可能为1、11、25；
②同族，相邻周期原子序数差：第ⅠA族～第ⅡA族：上一周期元素种类数；第ⅢA族～0族：下一周期元素种类数。如Na与K相差8，Cl与Br相差18。
③利用稀有气体元素的原子序数推断元素在周期表中的位置。
新知二 1～18号元素性质的周期性变化规律
1．原子最外层电子排布变化规律
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论
第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右，元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8，第一周期除外)
第二周期 3→10 2 1→8
第三周期 11→18 3 1→8
规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
2．原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 原子序数 原子半径/nm 结论
第一周期 1 0.037 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)
第二周期 3→9 0.152→0.071大→小
第三周期 11→17 0.186→0.099大→小
规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化
3．元素的主要化合价
周期序号 原子序数 主要化合价 结论
第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右，元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由第ⅣA族的－4价逐渐升高至第ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8
第二周期 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1
第三周期 11→17 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1
规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化
新知三、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
1．预测：元素性质的递变规律
第三周期元素电子层数相同，由左向右核电荷数依次增多，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
2．实验探究：金属性的递变规律
(1)Na、Mg元素金属性强弱比较
原理 金属与水反应置换出H2的难易程度
操作
现象 镁条表面附着少量气泡 剧烈反应，溶液变成浅红色
化学反应 － Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
结论 结合Na与水的反应的现象，Na与水反应置换H2比Mg容易，则金属性：Na>Mg
(2)Mg、Al元素金属性强弱比较
原理 金属的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
物质 Al(OH)3 Mg(OH)2
操作
现象 A中沉淀溶解 B中沉淀溶解 C中沉淀溶解 D中沉淀不溶解
A、B、C、D试管中的离子方程式 A：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O B：Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O C：Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O D：不反应
结论 Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱)，更弱于NaOH(强碱)，则金属性：Na>Mg>Al
3．信息获取：非金属性的递变规律
Si P S Cl
最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸
酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
结论 同周期中，从左到右，元素的非金属性逐渐增强
(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。元素的原子半径、化合价、金属性与非金属
(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
新知四、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律
1．元素周期表与元素周期律的关系
(1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。
(2)元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律
同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
2．元素周期表的金属区和非金属区
(1)金属性强的元素在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)；非金属性强的元素在周期表的右上方(稀有气体除外)，最强的是F。
(2)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，故元素的金属性与非金属性之间没有严格的界线。
3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系
(1)价电子
①定义：可在化学反应中发生变化，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＝最外层电子数，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。
(2)化合价规律
①同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。
②主族元素最高正化合价＝主族族序数＝最外层电子数(O、F除外)。
③非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(最低负价等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数，H除外)。
新知五、元素周期表中主族元素性质的递变规律
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
电子层结构 电子层数相同，最外层电子数依次增加 电子层数依次增加，最外层电子数相同
原子半径 依次减小 依次增大
离子半径 阳离子、阴离子半径逐渐减小； r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大
主要化合价 最高正价：升高(O、F除外) 最低负价＝主族族序数－8(H除外) 最高正价＝主族族序数(O、F除外)
得电子能力 依次增强 依次减弱
失电子能力 依次减弱 依次增强
金属性 依次减弱 依次增强
非金属性 依次增强 依次减弱
离子的氧化性、还原性 阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱 阳离子的氧化性逐渐减弱，阴离子的还原性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强 碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱 碱性逐渐增强
非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成逐渐变易，气态氢化物的稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成逐渐变难，气态氢化物的稳定性逐渐 减弱
新知六、元素周期表和元素周期律的应用
1．科学预测
(1)预测元素及其化合物的性质
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推测未知元素的某些性质
例如：已知Ca(OH)2微溶、Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。
根据卤族元素性质的递变规律，可推知不常见元素砹(At)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。
(2)指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质。
2．寻找有特殊用途的新物质
1．（2023秋·天津河西·高一校考期末）下列比较中不正确的是
A．还原性：Cl-C．非金属性：O>S D．金属性：Na>Mg>Al
【答案】B
【解析】A．元素的非金属性越强，其阴离子还原性越弱，元素非金属性Cl>Br，故还原性：Cl
B．元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，元素非金属性S>P，故酸性：H2SO4> H3PO4，故B错误；
C．同主族自上而下元素非金属性减弱，故非金属性：O>S，故C正确；
D．同周期自左而右元素金属性减弱，故金属性：Na>Mg>Al，故D正确；
故选：B。
2．（2023秋·天津河西·高一天津市海河中学校考期末）下列各组元素性质递变情况错误的是
A．C、N、O原子半径依次增大
B．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
C．Si、P、S元素最高正化合价依次升高
D．Li、Na、K的金属性依次增强
【答案】A
【解析】A．同周期原子半径随着原子序数增大而减小，C、N、O原子半径依次减小，A错误；
B．Li、Be、B最外层电子数依次为1、2、3，最外层电子逐渐增多，B正确；
C．Si、P、S最外层电子数分别为4、5、6，最高化合价依次为+4、+5、+6，最高正价依次升高，C正确；
D．Li、Na、K位于同一主族，同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强，则金属性：Li＜Na＜K，D正确；
故选A。
3．（2023秋·上海浦东新·高一上海市建平中学校考期末）下列事实正确，且能用于判断氯、硫非金属性强弱的是
A．酸性：HCl>H2S B．还原性：S2->Cl-
C．沸点：S>Cl2 D．热稳定性：H2S>HCl
【答案】B
【解析】A．HCl、H2S是无氧酸，根据最高价含氧酸的酸性强弱判断元素非金属性强弱，故不选A；
B．元素非金属性越强，其单质氧化性越强；还原性S2->Cl-，则氧化性Cl2> S，能说明氯的非金属性大于硫，故选B；
C．单质的熔沸点与元素非金属性无关，故不选C；
D．元素非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，热稳定性应该是： HCl>H2S，故不选D；
综上所述，选B。
4．（2023秋·重庆九龙坡·高一重庆实验外国语学校校考期末）下列有关碱金属、卤素原子结构和性质的描述正确的是
A．随着核电荷数的增加，碱金属单质熔、沸点依次降低，密度依次减小
B．碱金属单质的金属性很强，均易与氧气发生反应，加热时生成氧化物R2O
C．根据同主族元素性质的递变规律推测At与H2化合较难
D．根据F、Cl、Br、I的非金属性依次减弱，可推出HF、HCl、HBr、HI的还原性及热稳定性依次减弱
【答案】C
【解析】A．碱金属单质的熔点、沸点均随着核电荷数的递增而降低，碱金属单质的密度随着核电荷数的递增而逐渐增大，但是钠钾反常，A错误；
B．碱金属金属性随原子序数的递增依次增强，碱金属单质与氧气加热条件下反应，锂生成Li2O、钠生成Na2O2、钾铷铯生成过氧化物、超氧化物等，B错误；
C．同主族元素从上到下非金属逐渐减弱，I2与H2需要持续加热才能化合，由此可推知At与H2更难化合，C正确；
D．根据F、Cl、Br、I的非金属性依次减弱，可推出HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱，HF、HCl、HBr、HI的还原性依次增强，D错误；
故选C。
5．（2023秋·重庆九龙坡·高一重庆实验外国语学校校考期末）下表给出了X、Y、Z、W四种1-18号元素的部分信息，请根据这些信息判断下列说法中正确的是
元素 X Y Z W
原子半径(nm) 0.102 0.16 0.074 0.099
最高正价或最低负价 +6 +2 -2 -1
A．原子序数Y>X>Z>W B．Y单质可与NaOH溶液反应得到氢气
C．Z的最高正价为+6 D．W的单质与水反应可得到漂白性物质
【答案】D
【分析】由表中化合价及半径可判断，X是S，Y是Mg，Z是O，W是Cl，据此作答。
【解析】A．原子序数Cl>S>Mg>O，A错误；
B．Mg不能与NaOH溶液反应，B错误；
C．O是非金属性较强的元素，所以没有最高正价，C错误；
D．Cl的单质Cl2与水反应可得到HClO，具有漂白性，D正确；
答案选D。
6．（2023秋·北京西城·高一北京师大附中校考期末）为验证卤素单质氧化性的相对强弱，某小组用如图所示装置进行实验(夹持仪器和加热装置已略去，气密性已检验)。
实验过程：
I.打开弹簧夹，打开活塞a，滴加浓盐酸。
II.当B和C中的溶液都变为黄色时，夹紧弹簧夹。
III.当B中溶液由黄色变为棕红色时，关闭活塞a。
IV.……
(1)A中利用浓盐酸和MnO2固体的反应制备氯气，反应的离子方程式是______。
(2)验证氯气的氧化性强于碘的实验现象是______。
(3)B中溶液发生反应的离子方程式是______。
(4)为验证溴的氧化性强于碘，过程IV的操作和现象是：打开活塞b，将少量C中溶液滴入D中，关闭活塞b，取下D振荡，_____。
(5)过程III实验的目的是_____。
(6)从原子结构角度分析氯、溴、碘单质的氧化性逐渐减弱的原因：_____。
【答案】
(1)2MnO+16H++10Cl-=2Mn2++5Cl2↑+8H2O
(2)淀粉-KI试纸变蓝
(3)Cl2+2Br-=2Cl-+Br2
(4)滴入几滴淀粉溶液，溶液变蓝，或者加入少量CCl4，静置后下层溶液变为紫红色，
(5)确认C的黄色溶液中无Cl2，排除氯气对溴置换碘实验的干扰
(6)同一主族从上到下，电子层数依次增多，原子半径依次增大，元素的非金属性减弱，得电子能力逐渐减弱
【分析】比较Cl、Br、I的非金属性强弱，采用置换反应进行分析，利用氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，装置A制备氯气，并且验证Cl和I非金属性强弱，装置B验证Cl和Br非金属性强弱，浸有NaOH溶液的棉花，吸收氯气、溴蒸气，防止污染环境，装置C中分液漏斗作用是制备溴单质，试管中验证溴、I的非金属性强弱，据此分析；
【解析】（1）利用高锰酸钾溶液的强氧化性，将Cl-氧化成氯气，本身被还原成Mn2+，其离子方程式为2MnO+16H++10Cl-=2Mn2++5Cl2↑+8H2O；故答案为2MnO+16H++10Cl-=2Mn2++5Cl2↑+8H2O；
（2）证明氯气的氧化性强于碘单质，可发生Cl2+2I-=2Cl-+I2，淀粉遇碘单质变蓝，故答案为淀粉-KI试纸变蓝；
（3）装置B验证Cl、Br非金属性强弱，利用离子方程式为Cl2+2Br-=2Cl-+Br2，Cl2的氧化性强于Br2，即Cl的非金属性强于Br，故答案为Cl2+2Br-=2Cl-+Br2；
（4）C中发生Cl2+2Br-=2Cl-+Br2，因为Br的非金属性强于I，则将C溶液滴入试管D中，则发生Br2+2I-=2Br-+I2，验证碘单质存在，操作是打开活塞b，将少量C中溶液滴入D中，关闭活塞b，取下D振荡，滴入几滴淀粉溶液，溶液变蓝，说明有碘单质生成，或者加入少量CCl4，静置后下层溶液变为紫红色，故答案为滴入几滴淀粉溶液，溶液变蓝，或者加入少量CCl4，静置后下层溶液变为紫红色；
（5）验证溴的氧化性强于碘，需要避免氯气的干扰，当B中溶液有黄色变为棕红色时，说明有大量的溴生成，此时应关闭活塞a，否侧氯气过量，影响实验结论；过程Ⅲ的目的是：确认C的黄色溶液中无Cl2，排除氯气对溴置换碘实验的干扰；故答案为确认C的黄色溶液中无Cl2，排除氯气对溴置换碘实验的干扰；
（6）同一主族从上到下，电子层数依次增多，原子半径依次增大，元素的非金属性减弱，得电子能力逐渐减弱；故答案为同一主族从上到下，电子层数依次增多，原子半径依次增大，元素的非金属性减弱，得电子能力逐渐减弱。
1．（2023上海市吴淞中学高一期末）按卤素原子核电荷数递增的顺序，下列变化递减的是
A．原子半径 B．单质的氧化性 C．单质的熔沸点 D．单质的密度
【答案】B
【解析】随着卤素原子核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，所以原子半径逐渐增大，A不选；第VIIA族元素，随着卤素原子核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的束缚力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，B正确；第VIIA族元素，随着卤素原子核电荷数的增加，卤素单质相对分子质量增大，分子间作用力增大，溶沸点升高，C错误；第VIIA族元素，随着卤素原子核电荷数的增加，单质的状态从气态到液态到固态，所以单质的密度逐渐增大，D错误。
2．（2023北京汇文中学校高一期末考）下列事实不能用元素周期律解释的是
A．碱性： B．酸性：
C．还原性：S2->Cl- D．热稳定性：
【答案】B
【解析】元素的金属性越强，最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性Cs>Rb,碱性CsOH>RbOH，A项正确；元素非金属性越强，最高价氧化物对应水化物酸性越强，HCl不是最高价氧化物对应的水化物形成的酸，因此不可以用元素周期律解释，B项错误；非金属性越强，则其形成的阴离子还原性越弱，非金属性SCl-，C项正确；元素非金属性越强。其形成的简单氢化物热稳定性越强，非金属性F>I，所以氰氢化物稳定性HF>HI，D项正确。
3.（2023重庆市育才中学校高一期末考）X、Y、Z、W为原子序数逐渐增加的四种常见的短周期主族元素。Y为短周期主族元素中原子半径最大的元素，Z元素的最外层电子数是X最外层电子数的3倍，且Z的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法正确的是（）
A．与同浓度盐酸反应的剧烈程度：X>Y
B．Z元素位于元素周期表中第三周期第ⅣA族
C．简单离子半径：Z>W
D．氧化物的水化物的酸性：W>Z
【答案】C
【解析】Y为短周期主族元素中原子半径最大的元素，根据原子半径大小比较，推出Y为Na，Z元素最外层电子数是X最外层电子数的3倍，且Z的最高价氧化物对应的水化物为强酸，四种元素原子序数依次增大，Z为S，X为Be，W为Cl，据此分析；金属性越强，与同浓度盐酸反应越剧烈，同周期从左向右金属性减弱，同主族从上到下金属性增强，因此有金属性：Na＞Mg＞Be，金属钠与盐酸反应比金属Be剧烈，A错误；Z元素为S，位于第三周期ⅥA族，B错误；Z、W的简单离子为S2-、Cl-，核外电子排布相同，原子序数越大，离子半径越小，即离子半径：S2-＞Cl-，C正确；Z氧化物对应水化物有H2SO3、H2SO4等，W的氧化物对应水化物有HClO、HClO4等，硫酸的酸性强于次氯酸，D错误。
4.（2023上海市吴淞中学高一校考期末）按卤素原子核电荷数递增的顺序，下列变化递减的是
A．原子半径 B．单质的氧化性 C．单质的熔沸点 D．单质的密度
【答案】B
【解析】随着卤素原子核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，所以原子半径逐渐增大，故A不选；第VIIA族元素，随着卤素原子核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的束缚力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，故B选；第VIIA族元素，随着卤素原子核电荷数的增加，卤素单质相对分子质量增大，分子间作用力增大，溶沸点升高，故C不选；第VIIA族元素，随着卤素原子核电荷数的增加，单质的状态从气态到液态到固态，所以单质的密度逐渐增大，故D不选；
5.（2023吉林长春吉大附中实验学校高一期末）2023年是元素周期表诞生的第154年，下列说法正确的是
A．第一张元素周期表的制作者是门捷列夫，他将元素按照相对原子质量由小到大排列
B．国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)将第118号元素命名为Og，它是一种自然界中存在的元素
C．人们依据元素周期表和元素周期律知识，在金属和非金属的分界处寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
D．门捷列夫曾经预言了“类铝”元素的存在，后来化学家发现了它，这种元素是锗
【答案】A
【解析】第一张元素周期表是按照相对原子质量由小到大排列，第一张元素周期表的制作者是俄国化学家门捷列夫，A正确；国际纯粹与应用化学联合会(UPAC)将第118号元素命名为Og，第118号元素是一种放射性元素，在自然界中不能稳定存在，它是一种人工合成元素，B错误；在元素周期表中，优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料(如制造火箭、飞机的钛、钼等元素)大多属于过渡元素，所以在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料(如制造火箭、飞机的钛、钼等元素)；位于金属和非金属的分界处的元素既有金属性又有非金属性，在金属和非金属的分界处寻找半导体材料，C错误；门捷列夫曾经顶言了“类铝“元素的存在，同主族元素的性质相似，镓元素与铝元素属于同主族元素性质相似，后来化学家发现了它，这种元素是镓，D错误。
6．（2023天津河西高一期末）下列比较中不正确的是
A．还原性：Cl-C．非金属性：O>S D．金属性：Na>Mg>Al
【答案】B
【解析】元素的非金属性越强，其阴离子还原性越弱，元素非金属性Cl>Br，故还原性：Cl
P，故酸性：H2SO4> H3PO4，B错误；主族自上而下元素非金属性减弱，故非金属性：O>S，故C正确；同周期自左而右元素金属性减弱，故金属性：Na>Mg>Al，D正确。
7．（2023北京师大附中高一期末）下列各组元素性质递变情况不正确的是
A. 原子半径NC. 金属性Na【答案】A
【解析】同周期元素从左到右，原子半径依次减小，同主族元素自上而下，原子半径依次增大，则原子半径N< Cl < P，A错误；最外层电子数与主族序数相等，Li、Be、B的主族序数依次为ⅠA、ⅡA、ⅢA，则最外层电子数Li8．（2023天津市海河中学校高一考期末）下列各组元素性质递变情况错误的是
A．C、N、O原子半径依次增大
B．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
C．Si、P、S元素最高正化合价依次升高
D．Li、Na、K的金属性依次增强
【答案】A
【解析】同周期原子半径随着原子序数增大而减小，C、N、O原子半径依次减小，A错误，Li、Be、B最外层电子数依次为1、2、3，最外层电子逐渐增多，B正确；Si、P、S最外层电子数分别为4、5、6，最高化合价依次为+4、+5、+6，最高正价依次升高，C正确；Li、Na、K位于同一主族，同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强，则金属性：Li＜Na＜K，D正确。
9．（2023上海市建平中学高一校考期末）下列事实正确，且能用于判断氯、硫非金属性强弱的是
A．酸性：HCl>H2S B．还原性：S2->Cl-
C．沸点：S>Cl2 D．热稳定性：H2S>HCl
【答案】B
【解析】HCl、H2S是无氧酸，根据最高价含氧酸的酸性强弱判断元素非金属性强弱，故不A错误；元素非金属性越强，其单质氧化性越强；还原性S2->Cl-，则氧化性Cl2> S，能说明氯的非金属性大于硫，B正确；单质的熔沸点与元素非金属性无关，C错误；元素非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，热稳定性应该是：HCl>H2S，D错误。
10.（2023春·新疆乌鲁木齐·高一乌鲁木齐市第四中学校考期中）下列关原子结构、元素周期律及元素周期表的叙述正确的是
A．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量低
B．所有主族元素原子的最外层电子数都等于元素的最高正化合价
C．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
D．元素周期律体现了元素性质随着原子相对原子质量的递增而呈现周期性变化
【答案】A
【详解】A．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量低，离核较远的区域内运动的电子能量高，故A正确；
B．不是所有主族元素原子的最外层电子数都等于元素的最高正化合价，例如氟没有正价，故B错误；
C．副族元素和第Ⅷ族元素为过渡元素，不是元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素，故C错误；
D．元素周期律体现了元素性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化，故D错误；
故选A。
11.（2023北京师大附中高一期末）2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟（49In）等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。铟与铷（37Rb）同周期。下列说法不正确的是
A. In是第五周期第ⅢA族元素
B. 11549In的中子数与电子数的差值为17
C. 原子半径：In>Al
D. 碱性：In(OH)3>RbOH
【答案】D
【解析】根据原子核外电子排布规则，该原子结构示意图为，因此In位于元素周期表第五周期第IIIA族，A不符合题意；质量数＝质子数+中子数，元素符号的左上角为质量数、左下角为质子数，因此该原子的质子数=电子数=49，中子数为115-49=66，所以中子数与电子数之差为66-49=17，B不符合题意；Al位于元素周期表的三周期IIIA族，In位于元素周期表第五周期IIIA族，同主族元素的原子，从上到下，电子层数逐渐增多，半径逐渐增大，因此原子半径In＞Al，C不符合题意；In位于元素周期表第五周期，铷（Rb）位于元素周期表第五周期第IA族，同周期元素，核电荷数越大，金属性越越弱，最高价氧化物对应水化物的碱性越弱，因此碱性：In(OH)3＜RbOH，D符合题意。
12.（2023重庆实验外国语学校高一校考期末）下列有关碱金属、卤素原子结构和性质的描述正确的是
A．随着核电荷数的增加，碱金属单质熔、沸点依次降低，密度依次减小
B．碱金属单质的金属性很强，均易与氧气发生反应，加热时生成氧化物
C．根据同主族元素性质的递变规律推测At与化合较难
D．根据F、Cl、Br、I的非金属性依次减弱，可推出HF、HCl、HBr、HI的还原性及热稳定性依次减弱
【答案】C
【解析】碱金属单质的熔点、沸点均随着核电荷数的递增而降低，碱金属单质的密度随着核电荷数的递增而逐渐增大，但是钠钾反常，A错误；碱金属金属性随原子序数的递增依次增强，碱金属单质与氧气加热条件下反应，锂生成Li2O、钠生成Na2O2、钾铷铯生成过氧化物、超氧化物等，B错误；同主族元素从上到下非金属逐渐减弱，I2与H2需要持续加热才能化合，由此可推知At与H2更难化合，C正确；根据F、Cl、Br、I的非金属性依次减弱，可推出HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱，HF、HCl、HBr、HI的还原性依次增强，D错误。
13.（2023嘉祥县第一中学校高一考期末）下表是部分短周期元素的原子半径及主要化合价，以下叙述正确的是
元素代号 L M Q R T
原子半径/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074
主要化合价 +2 +3 +2 +6、-2 -2
A．气态氢化物的稳定性为R＞T B．L、M的简单离子半径L＜M
C．单质L比Q更容易与稀盐酸反应产生H2 D．L2+与R2-的核外电子数相等
【答案】C
【解析】短周期元素，由元素的化合价可知：T、R都有-2价，而R有+6价，则T为O元素，R为S元素；L、Q均有+2价，处于ⅡA族，原子半径L＞Q，所以L为Mg元素、Q为Be元素；M只有+3价，处于ⅢA族，原子半径大于硫，则M为Al元素，据此分析。L是Mg，M是Al，Q是Be，R是S，T是O元素。非金属性越强，对应简单氢化物的稳定性越强。所以元素的非金属性O＞S，则气态氢化物的稳定性H2O＞H2S，即H2T＞H2R，A错误；L是Mg，M是Al，二者形成的简单离子Mg2+、Al3+核外电子排布都是2、8，离子的核电荷数越大，离子半径就越小，故离子半径：L(Mg2+)＞M(Al3+)，B错误； L是Mg，Q是Be，二者是同一主族元素，原子核外电子层数越多，原子半径越大，元素的金属性就越强，其单质与酸反应就越剧烈。金属性：Mg＞Be，所以单质L比Q更容易与稀盐酸反应产生H2，C正确；L是Mg，R是S，二者形成的离子分别是Mg2+、S2-，Mg2+的核外电子数为12-2=10；S2-的核外电子数为16-(-2)=18，可见二者核外电子数不相等，D错误。
14.（2023重庆实验外国语学校高一校考期末）下表给出了X、Y、Z、W四种1-18号元素的部分信息，请根据这些信息判断下列说法中正确的是（）
元素 X Y Z W
原子半径(nm) 0.102 0.16 0.074 0.099
最高正价或最低负价 +6 +2 -2 -1
A．原子序数Y>X>Z>W B．Y单质可与NaOH溶液反应得到氢气
C．Z的最高正价为+6 D．W的单质与水反应可得到漂白性物质
【答案】D
【解析】由表中化合价及半径可判断，X是S，Y是Mg，Z是O，W是Cl，据此作答。原子序数Cl>S>Mg>O，A错误；Mg不能与NaOH溶液反应，B错误；O是非金属性较强的元素，所以没有最高正价，C错误；Cl的单质Cl2与水反应可得到HClO，具有漂白性，D正确。
15.（2023重庆市第十一中学校高一校考期末）已知硒(34Se)的最外层有6个电子，砷(33As)最外层有5个电子，依据元素周期表和周期律的知识判断，下列错误的是
A．非金属性：S>Se>As B．酸性：H2SO4>H2SeO4>H3AsO4
C．热稳定性：HCl>H2Se>HBr D．还原性：H2Se>HBr>HCl
【答案】C
【解析】同周期从左到右非金属性逐渐增强，因此非金属性：Se＞As，同主族从上到下非金属性逐渐减弱，因此非金属性：S＞Se，因此非金属性：S>Se>As，A正确；根据同周期从左到右非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，因此酸性：H2SeO4>H3AsO4，同主族从上到下非金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱，因此酸性：H2SO4>H2SeO4，因此酸性：H2SO4>H2SeO4>H3AsO4，B正确；根据同周期从左到右非金属性逐渐增强，最简单氢化物越稳定，因此热稳定性：HBr＞H2Se，C错误；根据非金属性越强，其氢化物还原性越弱，因此还原性：H2Se>HBr>HCl，D正确。
16.（2023北京师大附中高一校考期末）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表，下列说法正确的是
元素代号 X Y Z N M R Q
原子半径/nm 0.37 1.86 1.43 0.88 0.99 0.75 0.74
最高正价 +1 +1 +3 +3 +7 +5
最低负价 -1 -1 -3 -2
A．离子半径：Y＞Z＞M
B．简单氢化物稳定性：R＞Q
C．Y和Q形成的两种化合物中，阴、阳离子个数比不同
D．Y、Z、M三种元素的最高价氧化物的水化物两两之间能反应
【答案】D
【解析】短周期元素，由元素的化合价可知，Q只有-2价，则Q为O元素；M元素有最高价+7，最低价-1，则M为Cl元素；R有+5、-3价，处于ⅤA族，原子半径小于Cl，且与O元素相近，说明与O元素同周期，则R为N元素；Z的最高化合价为+3，没有负化合价，处于IIIA族，且原子半径大于Cl元素，则Z为Al元素；X、Y均有最高正价+1，处于ⅠA族，而X有-l价，则X为H元素，Y的原子半径比Al的大很多，Y为Na元素，N元素最高化合价为+3价，原子半径比Al小，则N是第二周期第ⅢA的B元素，据此解答。根据上述分析可知：X是H，Y是Na，Z是Al，N是B，M是Cl，R是N，Q是O元素；核外电子层数越多，离子半径越大，核外电子排布相同时离子半径随原子序数的增大而减小，则离子半径：Cl－＞Na+＞Al3+，故A错误；非金属性：O＞N，非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，则氢化物稳定性：H2O＞NH3，故B错误；Y是Na，Q是O元素，两种元素形成的常见化合物Na2O、Na2O2，Na2O中阳离子Na+与O2-个数比是2：1；Na2O2中阳离子Na+与阴离子O的个数比是2：1，因此构成中阴、阳离子个数比是相同的，故C错误；Y是Na，Z是Al，M是Cl，三种元素的最高价氧化物对应的水化物化学式分别是NaOH、Al(OH)3、HClO4，NaOH是一元强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，能够与强酸、强碱都会发生反应；HClO4是一元强酸；NaOH与Al(OH)3及HClO4会发生反应；Al(OH)3与HClO4也会发生反应，可见三种物质两两都会发生反应，故D正确。
17．（2023春·福建厦门·高一厦门市湖滨中学校考期中）硒(Se)元素是人体必需的微量元素，硒与氧为同主族元素。下列说法错误的是
A．Se原子最外层有6个电子
B．稳定性：H2Se＜H2S
C．原子半径：Se>Cl
D．Na2SeO3能消除人体内的活性氧，Na2SeO3表现出氧化性
【答案】D
【详解】A．硒与氧为同主族元素，属于第ⅥA族，所以Se原子最外层有6个电子，A正确；
B．，非金属性越强，简单氢化物越稳定，同主族从上到下元素非金属性递减，则稳定性：H2Se＜H2S，B正确；
C．同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大，原子半径Se＞Br，Br＞Cl，所以原子半径：Se＞Cl，C正确；
D．Na2SeO3能消除人体内的活性氧，反应中Se元素化合价升高，Na2SeO3表现出还原性，D错误；
答案选D。
18．（2022秋·江西九江·高一统考期末）如下图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是
A．气态氢化物的稳定性：X＜W
B．X与Y可以形成阴阳离子个数比为1：1和1：2的两种离子化合物
C．由X、Y、Z、W、R五种元素形成的简单离子中半径最小的是X2-
D．Y和W可以形成离子化合物
【答案】D
【分析】X、Y、Z、W、R都为短周期元素，结合原子序数和主要化合价分析，X的化合价为-2价，没有正化合价，故X为O元素；Y的化合价为+1价，处于ⅠA族，原子序数大于O元素，故Y为Na元素；Z为+3价，Z为Al元素；W的化合价为+6、-2价，故W为S元素；R的化合价为+7、-1价，则R为Cl元素。
【详解】A．X为O、W为S，元素非金属性越强，其气态氢化物越稳定，非金属性：O>S，则气态氢化物的稳定性：H2O>H2S，A错误；
B．X为O、Y为Na，两者可形成Na2O和Na2O2两种离子化合物，但两者的阴阳离子个数比均为1:2，B错误；
C．X、Y、Z、W、R五种元素形成的简单离子分别为O2－、Na＋、Al3＋、S2－、Cl－，半径最小的是Al3＋(Z3+)，C错误；
D．Y为Na、W为S，两者可形成离子化合物Na2S，D正确；
答案选D。
19．（2023春·湖北荆州·高一沙市中学校考期中）下列关于元素周期表及周期律的叙述，其中错误的是
①一般在过渡元素中寻找一些化学反应新型催化剂
②硒化氢(H2Se)是无色，有毒，比H2S稳定的气体
③研制农药通常考虑含有元素周期表右上角元素(氟、氯、硫、磷等)的有机物
④按F2→I2的顺序单质氧化性逐渐减弱，故前面的卤素单质可将后面的卤素从它们的盐溶液里置换出来
⑤元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
⑥砹(At)为ⅦA元素，推测单质砹为有色固体，HAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸
⑦ⅠA族元素全部是金属元素，第ⅢA族位于元素周期表第3纵列
A．3个 B．4个 C．5个 D．6个
【答案】B
【详解】①过渡元素中的重金属元素通常可以作为一些化学反应新型催化剂，正确；
②非金属性越强，对应的氢化物稳定性越强，非金属性S>Se，稳定性H2S>H2Se，错误；
③通常农药中含有F、Cl、S、P、As等元素，所以研制农药通常考虑含有元素周期表右上角元素(氟、氯、硫、磷等)的有机物，正确；
④卤族元素简单阴离子的还原性随着原子序数的增大而增大，排在前面的卤素单质可将排在后面的卤素从它的盐溶液中置换出来，但由于氟气极易和水反应生成氢氟酸和氧气，所以氟气除外，错误；
⑤过渡元素是指元素周期表中的副族元素，全部由金属元素构成，可在金属与非金属分界线处的元素中寻找半导体材料，错误；
⑥氟氯溴碘砹处于同一主族，从上到下非金属性逐渐减弱，相对原子质量逐渐增大，根据元素周期律可知，碘单质已为紫黑色固体，因此砹也为有色固体，碘化氢不稳定，则砹化氢也不稳定，卤化银都不溶于水和硝酸，则砹化银也不溶于水和硝酸，正确；
⑦ⅠA族元素中H是非金属元素，第ⅢA族位于元素周期表第13纵列，错误；
②④⑤⑦错误，故选B。
20.（2023广东省广州大学附属东江中学高一期末）X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示。若Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，下列说法中正确的是
A. 原子半径：Z> W>X>Y
B. 氧化物对应水化物的酸性：W>Z>X
C. 四种元素氢化物的沸点：W> Z>Y>X
D. 四种元素对应阴离子的还原性：W> Z>Y>X
【答案】A
【解析】Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍可知，Y的次外层电子数为2，最外层电子数为6，Y为氧元素，根据元素在周期表中的位置关系可以推出：X为N元素，Z为S元素，W为Cl元素。同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，故X＞Y，Z＞W，同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，故Z＞Y，故原子半径：Z＞W＞X＞Y，A正确；同一周期，从左到右，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，但其他氧化物对应水化物的酸性不满足此规律，如次氯酸为弱酸，而硫酸为强酸，B错误；水分子间能够形成氢键，沸点比硫化氢高，即氢化物的沸点存在：Y>Z，C错误；元素的非金属性越强，对应阴离子的还原性越弱，阴离子的还原性：Z>W，D错误。
21.（2023重庆九龙坡·高一重庆市育才中学校考期末）下图是元素周期表的一部分。
族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA VA ⅥA ⅦA 0
2 ① ② ③ ④ ⑤
3 ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩
(1)①-⑩元素中最稳定的原子是_______(填元素符号)；形成的气态氢化物稳定性最强的是_______(填氢化物的化学式)。
(2)①和⑦金属性相似，①的最高价氧化物对应的水化物与KOH溶液反应的离子方程式为_______。
(3)某同学设计了如下实验证明非金属性③>②>⑧。已知H2SiO3是不溶于水的白色胶状沉淀，HNO3易挥发。
该同学打开分液漏斗活塞，观察到A中产生气泡，B中出现白色胶状沉淀即认为非金属性③>②>⑧。请问该同学的结论合理吗_______(答“合理”或“不合理”)，原因是_______。
【答案】
(1)Ar HF
(2)Be(OH)3+OH-= BeO+2H2O
(3)不合理 HNO3易挥发，与Na2SiO3反应生成白色沉淀的物质也可能是HNO3，不能证明H2CO3酸性比H2SiO3强
【解析】由各元素在周期表中的位置信息，可推得①Be，②C，③N，④O，⑤F，⑥Na，⑦Al，⑧Si，⑨Cl，⑩Ar。（1）原子的核外电子最外层为2或8时最稳定，由原子的核外电子排布得最稳定的原子是Ar；由元素周期律，元素非金属性越强，其气太氢化物越稳定，F的非金属性最强，所以形成的气态氢化物稳定性最强的是HF。（2）①Be和⑦Al的金属性相似，则Be的最高价氧化物对应的水化物与KOH溶液的反应和Al(OH)3与KOH溶液的反应相似，离子方程式为Be(OH)3+OH= BeO+2H2O。
（3）该实验是利用通过强酸制弱酸的原理比较最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，从而证明元素的非金属性，但HNO3易挥发，与Na2SiO3反应生成H2SiO3的物质可能是生成的CO2，也可能是挥发出的HNO3，所以该实验得出的结论不准确。
22.（2023广州四十七中高一校考期末）随原子序数的递增，八种短周期元素(用字母X等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如下图所示。
根据判断出的元素回答问题：
(1)f在元素周期表的位置是_______。
(2)比较g、h的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱是：_______。(用化学式表示)
(3)化合物e2d2中化学键的类型为_______。
(4)选取上述非金属元素组成一种四原子共价化合物，写出其电子式_______。
(5)e、f的最高价氧化物对应水化物相互反应的离子方程式为_______。
(6) (yz)2称为拟卤素，性质与卤素类似，其与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为_______。
(7)比较g、h元素的非金属性除了比较其单质与氢气化合难易、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物水化物酸性之外，请你再设计一个简单的实验证明：_______。
【答案】
(1)第三周期第ⅢA族
(2)HClO4＞H2SO4
(3)Al(OH)3+OH-= AlO+2H2O
(4)(CN)2+NaOH=NaCN+NaCNO+ H2O
(5)将Cl2通入Na2S溶液中，可看到淡黄色沉淀，说明发生反应Cl2+Na2S=2NaCl+S↓，则可证明Cl元素的非金属性强于S
【解析】根据图示可知，x为H元素，y为C元素，z为N元素，d为O元素，e为Na元素，f为Al元素；g为S元素，h为Cl元素。
（1）f为Al元素，其在元素周期表的位置为第三周期第ⅢA族。
（2）g为S元素，最高价氧化物对应的水化物为H2SO4，h为Cl元素，最高价氧化物对应的水化物HClO4，由于Cl的非金属性大于S，故酸性HClO4＞H2SO4。
（3）e元素最高价氧化物对应水化物为NaOH、f元素最高价氧化物对应水化物为Al(OH)3，其相互反应的离子方程式为Al(OH)3+OH-= AlO+2H2O。
（4）(yz)2为(CN)2，其性质与卤素类似，与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为(CN)2+NaOH=NaCN+NaCNO+ H2O。
（5）g、h元素分别为S元素、Cl元素，可用活泼非金属置换不活泼非金属来比较其非金属性，可设计实验：将Cl2通入Na2S溶液中，可看到淡黄色沉淀，说明发生反应Cl2+Na2S=2NaCl+S↓，则可证明Cl元素的非金属性强于S。
23.（2023北京西城北京师大附中高一期末）为验证卤素单质氧化性的相对强弱，某小组用如图所示装置进行实验(夹持仪器和加热装置已略去，气密性已检验)。
实验过程：
I.打开弹簧夹，打开活塞a，滴加浓盐酸。
II.当B和C中的溶液都变为黄色时，夹紧弹簧夹。
III.当B中溶液由黄色变为棕红色时，关闭活塞a。
IV.……
(1)A中利用浓盐酸和MnO2固体的反应制备氯气，反应的离子方程式是______。
(2)验证氯气的氧化性强于碘的实验现象是______。
(3)B中溶液发生反应的离子方程式是______。
(4)为验证溴的氧化性强于碘，过程IV的操作和现象是：打开活塞b，将少量C中溶液滴入D中，关闭活塞b，取下D振荡，_____。
(5)过程III实验的目的是_____。
(6)从原子结构角度分析氯、溴、碘单质的氧化性逐渐减弱的原因：_____。
【答案】
(1)2MnO+16H++10Cl-=2Mn2++5Cl2↑+8H2O
(2)淀粉-KI试纸变蓝
(3)Cl2+2Br-=2Cl-+Br2
(4)滴入几滴淀粉溶液，溶液变蓝，或者加入少量CCl4，静置后下层溶液变为紫红色，
(5)确认C的黄色溶液中无Cl2，排除氯气对溴置换碘实验的干扰
(6)同一主族从上到下，电子层数依次增多，原子半径依次增大，元素的非金属性减弱，得电子能力逐渐减弱
【解析】（1）利用高锰酸钾溶液的强氧化性，将Cl-氧化成氯气，本身被还原成Mn2+，其离子方程式为2MnO+16H++10Cl-=2Mn2++5Cl2↑+8H2O
（2）证明氯气的氧化性强于碘单质，可发生Cl2+2I-=2Cl-+I2，淀粉遇碘单质变蓝。（3）装置B验证Cl、Br非金属性强弱，利用离子方程式为Cl2+2Br-=2Cl-+Br2，Cl2的氧化性强于Br2，即Cl的非金属性强于Br。（4）C中发生Cl2+2Br-=2Cl-+Br2，因为Br的非金属性强于I，则将C溶液滴入试管D中，则发生Br2+2I-=2Br-+I2，验证碘单质存在，操作是打开活塞b，将少量C中溶液滴入D中，关闭活塞b，取下D振荡，滴入几滴淀粉溶液，溶液变蓝，说明有碘单质生成，或者加入少量CCl4，静置后下层溶液变为紫红色。（5）验证溴的氧化性强于碘，需要避免氯气的干扰，当B中溶液有黄色变为棕红色时，说明有大量的溴生成，此时应关闭活塞a，否侧氯气过量，影响实验结论；过程Ⅲ的目的是：确认C的黄色溶液中无Cl2，排除氯气对溴置换碘实验的干扰。（6）同一主族从上到下，电子层数依次增多，原子半径依次增大，元素的非金属性减弱，得电子能力逐渐减弱。
24．（2023秋·湖南邵阳·高一统考期末）我们通过高中化学课的学习已经掌握了元素周期律、元素周期表部分的相关内容，下面我们试着检测一下自己的学习效果：A、B、C、D、E、F、G、H、I九种主族元素分布在三个不同的短周期，它们在周期表中位置如下：
A
B C D
E F G H I
请回答下列问题：
(1)其中化学性质最活泼的金属元素是_______(填元素符号)。
(2)写出H元素在周期表中的位置_______。
(3)E、F所形成的简单离子的半径由大到小的顺序为_______(用离子符号表示)。
(4)G、B、C三种元素原子半径由大到小的顺序为_______。
(5)F元素的最高价氧化物对应的水化物与氢氧化钠反应的离子方程式_______。
(6)C元素氢化物的化学式_______。
【答案】
(1)Na
(2)第三周期VIA族
(3)Na+＞Al3+
(4)G B C (或Si＞C＞N)
(5)Al(OH)3+OH-= AlO+2H2O
(6)NH3
【分析】从元素在周期表中的位置，可确定A、B、C、D、E、F、G、H、I九种主族元素分别为H、C、N、O、Na、Al、Si、S、Cl。
【详解】（1）由同周期同主族元素的性质递变规律，可确定位于短周期左下角的元素金属性最强，则其中化学性质最活泼的金属元素是Na。答案为：Na；
（2）H为16号元素硫，在周期表中的位置：第三周期VIA族。答案为：第三周期VIA族；
（3）E、F所形成的简单离子分别为Na+、Al3+，二者的电子层结构相同，但Na的核电荷数比Al小，则离子半径由大到小的顺序为Na+＞Al3+。答案为：Na+＞Al3+；
（4）B、C、G三种元素分别为C、N、Si，C、N的原子核外有2个电子层数，且左右相邻，Si的原子核外有3个电子层，则原子半径由大到小的顺序为G B C (或Si＞C＞N)。答案为：G B C (或Si＞C＞N)；
（5）F元素的最高价氧化物对应的水化物为Al(OH)3，与氢氧化钠反应生成NaAlO2等，离子方程式Al(OH)3+OH-= AlO+2H2O。答案为：Al(OH)3+OH-= AlO+2H2O；
（6）C为N元素，其氢化物的化学式为NH3。答案为：NH3。
【点睛】对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小。衔接点21 元素周期表和元素周期律
初中要求 初步元素周期表的结构。
高中要求 1. 了解元素周期表中元素的分区，理解元素的化合价与元素在周期表的位置关系； 2. 了解元素与元素周期律的应用，理解元素原子结构、在周期表中的位置和元素性质三者之间的关系，建立“位、构、性”关系应用的思维模型。
回顾 元素周期表
1. 元素周期表
科学家们根据元素的原子结构和性质，把它们科学有序地排列起来，这样就得到了元素周期表。
（1）为了便于查找，元素周期表按元素原子核电荷数递增的顺序给元素编了号，叫做原子序数，原子序数与元素原子核电荷数在数值上相同。
（2）元素周期表上对金属元素、非金属元素（包括稀有气体元素）用不同的颜色做了分区，并标上了元素的相对原子质量。
2. 元素周期表的结构
（1）横行：元素周期表共有7个横行，每一个横行叫做一个周期。
（2）纵行：元素周期表共有18个纵行，每一个纵行叫做一个族（8,9,10三个纵行共同组成一个族），共16个族。
（3）单元格：元素周期表中每一格表示一种元素，每一格中：
①右上角的数字表示原子序数。
②左上角的字母表示元素符号。
③中间的汉字表示元素名称。
④最下面的数字表示相对原子质量。
3. 元素周期表的意义
（1）元素周期表是学习和研究化学的重要工具。
（2）为寻找新元素提供了理论依据。
（3）在元素周期表中相靠近的元素性质相似，给了人们在一定区域寻找新物质（如半导体材料、催化剂等）提供了启发。
新知一 元素周期表的编排原则与结构
1．元素周期表的编排原则
(1)原子序数：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编的序号。
(2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(3)横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
(4)纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。
2．元素周期表的结构
元素周期表有7个横行，18个纵列。每一个横行叫做一个周期，每一个纵列叫做一个(8、9、10三个纵列共同组成第Ⅷ族)。
(1)周期
观察元素周期表，填写下表，并思考周期序数与原子核外电子层数之间的关系。
周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数
1 H～He 2 1
2 Li～Ne 8 2
3 Na～Ar 8 3
4 K～Kr 18 4
5 Rb～Xe 18 5
6 Cs～Rn 32 6
7 Fr～Og(118号) 32 7
由此可知：
①周期序数＝电子层数
②周期的分类
周期—
(2)族
①周期表中族的特点和划分
特点 主族元素的族序数＝最外层电子数
分类 主族 共有7个，包括ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA，由短周期和长周期元素共同构成
副族 共有8个，包括ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ，完全由长周期元素构成
0族 占据元素周期表的第18纵列，最外层电子数为8(He是2)，很难与其他物质发生化学反应，化合价定为0价
②常见族的别称
族 别名
第ⅠA族(除氢外) 碱金属元素
第ⅦA族 卤族元素
0族 稀有气体元素
3.元素周期表中方格里的符号的意义
【归纳总结】元素周期表的结构
原子序数的定量关系
①同周期，第ⅡA族与第ⅢA族原子序数差可能为1、11、25；
②同族，相邻周期原子序数差：第ⅠA族～第ⅡA族：上一周期元素种类数；第ⅢA族～0族：下一周期元素种类数。如Na与K相差8，Cl与Br相差18。
③利用稀有气体元素的原子序数推断元素在周期表中的位置。
新知二 1～18号元素性质的周期性变化规律
1．原子最外层电子排布变化规律
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论
第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右，元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8，第一周期除外)
第二周期 3→10 2 1→8
第三周期 11→18 3 1→8
规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
2．原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 原子序数 原子半径/nm 结论
第一周期 1 0.037 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)
第二周期 3→9 0.152→0.071大→小
第三周期 11→17 0.186→0.099大→小
规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化
3．元素的主要化合价
周期序号 原子序数 主要化合价 结论
第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右，元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由第ⅣA族的－4价逐渐升高至第ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8
第二周期 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1
第三周期 11→17 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1
规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化
新知三、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
1．预测：元素性质的递变规律
第三周期元素电子层数相同，由左向右核电荷数依次增多，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
2．实验探究：金属性的递变规律
(1)Na、Mg元素金属性强弱比较
原理 金属与水反应置换出H2的难易程度
操作
现象 镁条表面附着少量气泡 剧烈反应，溶液变成浅红色
化学反应 － Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
结论 结合Na与水的反应的现象，Na与水反应置换H2比Mg容易，则金属性：Na>Mg
(2)Mg、Al元素金属性强弱比较
原理 金属的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
物质 Al(OH)3 Mg(OH)2
操作
现象 A中沉淀溶解 B中沉淀溶解 C中沉淀溶解 D中沉淀不溶解
A、B、C、D试管中的离子方程式 A：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O B：Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O C：Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O D：不反应
结论 Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱)，更弱于NaOH(强碱)，则金属性：Na>Mg>Al
3．信息获取：非金属性的递变规律
Si P S Cl
最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸
酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
结论 同周期中，从左到右，元素的非金属性逐渐增强
(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。元素的原子半径、化合价、金属性与非金属
(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
新知四、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律
1．元素周期表与元素周期律的关系
(1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。
(2)元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律
同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
2．元素周期表的金属区和非金属区
(1)金属性强的元素在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)；非金属性强的元素在周期表的右上方(稀有气体除外)，最强的是F。
(2)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，故元素的金属性与非金属性之间没有严格的界线。
3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系
(1)价电子
①定义：可在化学反应中发生变化，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＝最外层电子数，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。
(2)化合价规律
①同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。
②主族元素最高正化合价＝主族族序数＝最外层电子数(O、F除外)。
③非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(最低负价等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数，H除外)。
新知五、元素周期表中主族元素性质的递变规律
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
电子层结构 电子层数相同，最外层电子数依次增加 电子层数依次增加，最外层电子数相同
原子半径 依次减小 依次增大
离子半径 阳离子、阴离子半径逐渐减小； r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大
主要化合价 最高正价：升高(O、F除外) 最低负价＝主族族序数－8(H除外) 最高正价＝主族族序数(O、F除外)
得电子能力 依次增强 依次减弱
失电子能力 依次减弱 依次增强
金属性 依次减弱 依次增强
非金属性 依次增强 依次减弱
离子的氧化性、还原性 阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱 阳离子的氧化性逐渐减弱，阴离子的还原性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强 碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱 碱性逐渐增强
非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成逐渐变易，气态氢化物的稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成逐渐变难，气态氢化物的稳定性逐渐 减弱
新知六、元素周期表和元素周期律的应用
1．科学预测
(1)预测元素及其化合物的性质
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推测未知元素的某些性质
例如：已知Ca(OH)2微溶、Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。
根据卤族元素性质的递变规律，可推知不常见元素砹(At)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。
(2)指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质。
2．寻找有特殊用途的新物质
1．（2023秋·天津河西·高一校考期末）下列比较中不正确的是
A．还原性：Cl-C．非金属性：O>S D．金属性：Na>Mg>Al
2．（2023秋·天津河西·高一天津市海河中学校考期末）下列各组元素性质递变情况错误的是
A．C、N、O原子半径依次增大
B．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
C．Si、P、S元素最高正化合价依次升高
D．Li、Na、K的金属性依次增强
3．（2023秋·上海浦东新·高一上海市建平中学校考期末）下列事实正确，且能用于判断氯、硫非金属性强弱的是
A．酸性：HCl>H2S B．还原性：S2->Cl-
C．沸点：S>Cl2 D．热稳定性：H2S>HCl
4．（2023秋·重庆九龙坡·高一重庆实验外国语学校校考期末）下列有关碱金属、卤素原子结构和性质的描述正确的是
A．随着核电荷数的增加，碱金属单质熔、沸点依次降低，密度依次减小
B．碱金属单质的金属性很强，均易与氧气发生反应，加热时生成氧化物R2O
C．根据同主族元素性质的递变规律推测At与H2化合较难
D．根据F、Cl、Br、I的非金属性依次减弱，可推出HF、HCl、HBr、HI的还原性及热稳定性依次减弱
5．（2023秋·重庆九龙坡·高一重庆实验外国语学校校考期末）下表给出了X、Y、Z、W四种1-18号元素的部分信息，请根据这些信息判断下列说法中正确的是
元素 X Y Z W
原子半径(nm) 0.102 0.16 0.074 0.099
最高正价或最低负价 +6 +2 -2 -1
A．原子序数Y>X>Z>W B．Y单质可与NaOH溶液反应得到氢气
C．Z的最高正价为+6 D．W的单质与水反应可得到漂白性物质
6．（2023秋·北京西城·高一北京师大附中校考期末）为验证卤素单质氧化性的相对强弱，某小组用如图所示装置进行实验(夹持仪器和加热装置已略去，气密性已检验)。
实验过程：
I.打开弹簧夹，打开活塞a，滴加浓盐酸。
II.当B和C中的溶液都变为黄色时，夹紧弹簧夹。
III.当B中溶液由黄色变为棕红色时，关闭活塞a。
IV.……
(1)A中利用浓盐酸和MnO2固体的反应制备氯气，反应的离子方程式是______。
(2)验证氯气的氧化性强于碘的实验现象是______。
(3)B中溶液发生反应的离子方程式是______。
(4)为验证溴的氧化性强于碘，过程IV的操作和现象是：打开活塞b，将少量C中溶液滴入D中，关闭活塞b，取下D振荡，_____。
(5)过程III实验的目的是_____。
(6)从原子结构角度分析氯、溴、碘单质的氧化性逐渐减弱的原因：_____。
1．（2023上海市吴淞中学高一期末）按卤素原子核电荷数递增的顺序，下列变化递减的是
A．原子半径 B．单质的氧化性 C．单质的熔沸点 D．单质的密度
2．（2023北京汇文中学校高一期末考）下列事实不能用元素周期律解释的是
A．碱性： B．酸性：
C．还原性：S2->Cl- D．热稳定性：
3.（2023重庆市育才中学校高一期末考）X、Y、Z、W为原子序数逐渐增加的四种常见的短周期主族元素。Y为短周期主族元素中原子半径最大的元素，Z元素的最外层电子数是X最外层电子数的3倍，且Z的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法正确的是
A．与同浓度盐酸反应的剧烈程度：X>Y
B．Z元素位于元素周期表中第三周期第ⅣA族
C．简单离子半径：Z>W
D．氧化物的水化物的酸性：W>Z
4.（2023上海市吴淞中学高一校考期末）按卤素原子核电荷数递增的顺序，下列变化递减的是
A．原子半径 B．单质的氧化性 C．单质的熔沸点 D．单质的密度
5.（2023吉林长春吉大附中实验学校高一期末）2023年是元素周期表诞生的第154年，下列说法正确的是
A．第一张元素周期表的制作者是门捷列夫，他将元素按照相对原子质量由小到大排列
B．国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)将第118号元素命名为Og，它是一种自然界中存在的元素
C．人们依据元素周期表和元素周期律知识，在金属和非金属的分界处寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
D．门捷列夫曾经预言了“类铝”元素的存在，后来化学家发现了它，这种元素是锗
6．（2023天津河西高一期末）下列比较中不正确的是
A．还原性：Cl-C．非金属性：O>S D．金属性：Na>Mg>Al
7．（2023北京师大附中高一期末）下列各组元素性质递变情况不正确的是
A. 原子半径NC. 金属性Na8．（2023天津市海河中学校高一考期末）下列各组元素性质递变情况错误的是
A．C、N、O原子半径依次增大
B．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
C．Si、P、S元素最高正化合价依次升高
D．Li、Na、K的金属性依次增强
9．（2023上海市建平中学高一校考期末）下列事实正确，且能用于判断氯、硫非金属性强弱的是
A．酸性：HCl>H2S B．还原性：S2->Cl-
C．沸点：S>Cl2 D．热稳定性：H2S>HCl
10.（2023春·新疆乌鲁木齐·高一乌鲁木齐市第四中学校考期中）下列关原子结构、元素周期律及元素周期表的叙述正确的是
A．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量低
B．所有主族元素原子的最外层电子数都等于元素的最高正化合价
C．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
D．元素周期律体现了元素性质随着原子相对原子质量的递增而呈现周期性变化
11.（2023北京师大附中高一期末）2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟（49In）等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。铟与铷（37Rb）同周期。下列说法不正确的是
A. In是第五周期第ⅢA族元素
B. 11549In的中子数与电子数的差值为17
C. 原子半径：In>Al
D. 碱性：In(OH)3>RbOH
12.（2023重庆实验外国语学校高一校考期末）下列有关碱金属、卤素原子结构和性质的描述正确的是
A．随着核电荷数的增加，碱金属单质熔、沸点依次降低，密度依次减小
B．碱金属单质的金属性很强，均易与氧气发生反应，加热时生成氧化物
C．根据同主族元素性质的递变规律推测At与化合较难
D．根据F、Cl、Br、I的非金属性依次减弱，可推出HF、HCl、HBr、HI的还原性及热稳定性依次减弱
13.（2023嘉祥县第一中学校高一考期末）下表是部分短周期元素的原子半径及主要化合价，以下叙述正确的是
元素代号 L M Q R T
原子半径/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074
主要化合价 +2 +3 +2 +6、-2 -2
A．气态氢化物的稳定性为R＞T B．L、M的简单离子半径L＜M
C．单质L比Q更容易与稀盐酸反应产生H2 D．L2+与R2-的核外电子数相等
14.（2023重庆实验外国语学校高一校考期末）下表给出了X、Y、Z、W四种1-18号元素的部分信息，请根据这些信息判断下列说法中正确的是（）
元素 X Y Z W
原子半径(nm) 0.102 0.16 0.074 0.099
最高正价或最低负价 +6 +2 -2 -1
A．原子序数Y>X>Z>W B．Y单质可与NaOH溶液反应得到氢气
C．Z的最高正价为+6 D．W的单质与水反应可得到漂白性物质
15.（2023重庆市第十一中学校高一校考期末）已知硒(34Se)的最外层有6个电子，砷(33As)最外层有5个电子，依据元素周期表和周期律的知识判断，下列错误的是
A．非金属性：S>Se>As B．酸性：H2SO4>H2SeO4>H3AsO4
C．热稳定性：HCl>H2Se>HBr D．还原性：H2Se>HBr>HCl
16.（2023北京师大附中高一校考期末）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表，下列说法正确的是
元素代号 X Y Z N M R Q
原子半径/nm 0.37 1.86 1.43 0.88 0.99 0.75 0.74
最高正价 +1 +1 +3 +3 +7 +5
最低负价 -1 -1 -3 -2
A．离子半径：Y＞Z＞M
B．简单氢化物稳定性：R＞Q
C．Y和Q形成的两种化合物中，阴、阳离子个数比不同
D．Y、Z、M三种元素的最高价氧化物的水化物两两之间能反应
17．（2023春·福建厦门·高一厦门市湖滨中学校考期中）硒(Se)元素是人体必需的微量元素，硒与氧为同主族元素。下列说法错误的是
A．Se原子最外层有6个电子
B．稳定性：H2Se＜H2S
C．原子半径：Se>Cl
D．Na2SeO3能消除人体内的活性氧，Na2SeO3表现出氧化性
18．（2022秋·江西九江·高一统考期末）如下图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是
A．气态氢化物的稳定性：X＜W
B．X与Y可以形成阴阳离子个数比为1：1和1：2的两种离子化合物
C．由X、Y、Z、W、R五种元素形成的简单离子中半径最小的是X2-
D．Y和W可以形成离子化合物
19．（2023春·湖北荆州·高一沙市中学校考期中）下列关于元素周期表及周期律的叙述，其中错误的是
①一般在过渡元素中寻找一些化学反应新型催化剂
②硒化氢(H2Se)是无色，有毒，比H2S稳定的气体
③研制农药通常考虑含有元素周期表右上角元素(氟、氯、硫、磷等)的有机物
④按F2→I2的顺序单质氧化性逐渐减弱，故前面的卤素单质可将后面的卤素从它们的盐溶液里置换出来
⑤元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
⑥砹(At)为ⅦA元素，推测单质砹为有色固体，HAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸
⑦ⅠA族元素全部是金属元素，第ⅢA族位于元素周期表第3纵列
A．3个 B．4个 C．5个 D．6个
20.（2023广东省广州大学附属东江中学高一期末）X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示。若Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，下列说法中正确的是
A. 原子半径：Z> W>X>Y
B. 氧化物对应水化物的酸性：W>Z>X
C. 四种元素氢化物的沸点：W> Z>Y>X
D. 四种元素对应阴离子的还原性：W> Z>Y>X
21.（2023重庆九龙坡·高一重庆市育才中学校考期末）下图是元素周期表的一部分。
族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA VA ⅥA ⅦA 0
2 ① ② ③ ④ ⑤
3 ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩
(1)①-⑩元素中最稳定的原子是_______(填元素符号)；形成的气态氢化物稳定性最强的是_______(填氢化物的化学式)。
(2)①和⑦金属性相似，①的最高价氧化物对应的水化物与KOH溶液反应的离子方程式为_______。
(3)某同学设计了如下实验证明非金属性③>②>⑧。已知H2SiO3是不溶于水的白色胶状沉淀，HNO3易挥发。
该同学打开分液漏斗活塞，观察到A中产生气泡，B中出现白色胶状沉淀即认为非金属性③>②>⑧。请问该同学的结论合理吗_______(答“合理”或“不合理”)，原因是_______。
22.（2023广州四十七中高一校考期末）随原子序数的递增，八种短周期元素(用字母X等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如下图所示。
根据判断出的元素回答问题：
(1)f在元素周期表的位置是_______。
(2)比较g、h的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱是：_______。(用化学式表示)
(3)化合物e2d2中化学键的类型为_______。
(4)选取上述非金属元素组成一种四原子共价化合物，写出其电子式_______。
(5)e、f的最高价氧化物对应水化物相互反应的离子方程式为_______。
(6) (yz)2称为拟卤素，性质与卤素类似，其与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为_______。
(7)比较g、h元素的非金属性除了比较其单质与氢气化合难易、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物水化物酸性之外，请你再设计一个简单的实验证明：_______。
23.（2023北京西城北京师大附中高一期末）为验证卤素单质氧化性的相对强弱，某小组用如图所示装置进行实验(夹持仪器和加热装置已略去，气密性已检验)。
实验过程：
I.打开弹簧夹，打开活塞a，滴加浓盐酸。
II.当B和C中的溶液都变为黄色时，夹紧弹簧夹。
III.当B中溶液由黄色变为棕红色时，关闭活塞a。
IV.……
(1)A中利用浓盐酸和MnO2固体的反应制备氯气，反应的离子方程式是______。
(2)验证氯气的氧化性强于碘的实验现象是______。
(3)B中溶液发生反应的离子方程式是______。
(4)为验证溴的氧化性强于碘，过程IV的操作和现象是：打开活塞b，将少量C中溶液滴入D中，关闭活塞b，取下D振荡，_____。
(5)过程III实验的目的是_____。
(6)从原子结构角度分析氯、溴、碘单质的氧化性逐渐减弱的原因：_____。
24．（2023秋·湖南邵阳·高一统考期末）我们通过高中化学课的学习已经掌握了元素周期律、元素周期表部分的相关内容，下面我们试着检测一下自己的学习效果：A、B、C、D、E、F、G、H、I九种主族元素分布在三个不同的短周期，它们在周期表中位置如下：
A
B C D
E F G H I
请回答下列问题：
(1)其中化学性质最活泼的金属元素是_______(填元素符号)。
(2)写出H元素在周期表中的位置_______。
(3)E、F所形成的简单离子的半径由大到小的顺序为_______(用离子符号表示)。
(4)G、B、C三种元素原子半径由大到小的顺序为_______。
(5)F元素的最高价氧化物对应的水化物与氢氧化钠反应的离子方程式_______。
(6)C元素氢化物的化学式_______。

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