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第二节　元素周期律
基础课时25　元素性质的周期性变化规律
学习目标　 1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律。2.以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱。
一、元素性质的周期性变化
(一)知识梳理
1.原子核外电子排布的周期性变化
以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。
2.原子半径的周期性变化
以第二、三周期元素为例，探究元素的原子半径的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。
3.元素化合价的周期性变化
以原子序数为1～18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期，最高正价为＋1→＋7(O无最高正价、F无正价)，负价为－4→－1。
4.结论
同周期，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
(二)互动探究
材料1　人体和地球一样，也是由各种化学元素组成的，如人的大脑中含有丰富的钠、钾、镁等元素，骨筋和骨组织中含有丰富的锂、镁、钾等元素。
材料2　下图表示短周期主族元素原子半径的周期性变化。
查阅资料知，原子半径的大小取决于两个因素：一个因素是电子层数，一般电子层数越多，原子半径越大；另一个因素是核电荷数，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小。
【问题讨论】
问题1　如何判断H、Li、Na、K原子半径的大小？理由是什么？
提示　H、Li、Na、K原子最外层电子数相同，电子层数依次增多，故原子半径依次增大。
问题2　为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？
提示　同一周期元素的原子电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，故原子半径逐渐减小。
问题3　主族元素的最高化合价等于其族序数，这句话对吗？为什么？
提示　不对。主族元素形成最高化合价时，失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构，但O、F元素因原子半径很小，非金属性很强，所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子，故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。
问题4　如何比较Na＋、Mg2＋、Al3＋半径的大小？
提示　Na＋、Mg2＋、Al3＋的电子层结构相同，核外电子数相同，核电荷数逐渐增大，离子半径逐渐减小。
【探究归纳】
1.主族元素主要化合价的确定方法
(1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。
(3)H的最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正化合价。
2.“三看”比较简单粒子半径
影响粒子半径的因素有电子层数、核电荷数、核外电子数。在比较粒子半径时，一般先看电子层数，再看核电荷数，最后看核外电子数。
一看电子层数：电子层数不同、最外层电子数相同时，核外电子层数越多，半径越大，如r(F)二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)，r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
三看核外电子数：核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大，如r(Na＋)r(Cl)。
1.原子序数为3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是(　　)
A.电子层数 B.核外电子数
C.原子半径 D.化合价
答案　B
解析　A项，原子序数为3～10的元素为第二周期的8种元素，原子的电子层数都为2；C项，除了10号稀有气体元素原子外，3～9号元素原子的核电荷数越大，原子半径越小；D项，氧无最高正价、氟无正价。
2.下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增，元素的最高正化合价也递增的是(　　)
A.C、N、O、F B.Na、Be、B、C
C.P、S、Cl、Ar D.Na、Mg、Al、Si
答案　D
解析　A项和C项原子序数递增，而A项中F无正价，C项中Ar的化合价为0价；B项中的原子序数不完全呈递增趋势；D项中原子序数和最高正化合价均呈递增趋势。
3.下列各组粒子，按半径由大到小的顺序排列正确的是(　　)
A.Mg、Ca、K、Na B.S2－、Cl－、K＋、Na＋
C.Br－、Br、Cl、S D.Na＋、Al3＋、Cl－、F－
答案　B
解析　K、Ca原子分别比Na、Mg原子多1个电子层，有r(K)>r(Ca)>r(Na)>r(Mg)，A错误；S2－、Cl－、K＋核外电子排布相同，核电荷数越小，离子半径越大，又因K＋比Na＋多1个电子层，故有r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Na＋)，B正确；Br－比Br多1个电子，Br原子比Cl原子多1个电子层，故r(Br－)>r(Br)>r(Cl)，但r(Cl)r(F－)>r(Na＋)>r(Al3＋)，D错误。
二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
(一)知识梳理
1.第三周期元素性质的递变
(1)钠、镁、铝的金属性强弱比较
结论：随着核电荷数的增大，第三周期金属元素的单质与水(或酸)反应越来越难，最高价氧化物对应水化物的碱性越来越弱。
(2)Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
元素 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：H2SiO3单质与H2反应的条件 高温 磷蒸气与H2能反应 加热 光照或点燃
氢化物的稳定性 SiH4非金属性 由强到弱的顺序为Cl、S、P、Si
(3)同周期主族元素性质递变规律
同一周期从左到右，主族元素原子核电荷数依次增大，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
2.元素周期律
(1)含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
(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。
(二)互动探究
实验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＋2H2O===Mg(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
实验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的水化物的碱性强弱
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－===[Al(OH)4]－ 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
【问题讨论】
问题1　根据实验1你能写出相关的化学方程式吗？由此可以判断钠和镁的金属性强弱关系吗？
提示　Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑，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。
问题2　从这实验2两组实验对比中你能得出什么结论？
提示　NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物；元素金属性：Na>Mg>Al。
【探究归纳】
1.两性氢氧化物
既能与强酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。如Al(OH)3既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液。
2.元素性质的周期性变化规律
内容 同周期(从左到右)(主族元素) 同主族(从上到下)
原子结构 电子层数 相同 依次增加
最外层电子数 依次增加 相同
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
主要化合价 一般从＋1→＋7(O、F除外)，从－4→－1 最高正化合价＝族序数(O、F除外)
元素 的性质 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱
失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
离子 阳离子氧化性 逐渐增强 逐渐减弱
阴离子还原性 逐渐减弱 逐渐增强
简单氢化物 稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
还原性 逐渐减弱 逐渐增强
最高价氧化物 对应的水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱
碱性 逐渐减弱 逐渐增强
注意　(1)元素非金属性和金属性的强弱实质是得失电子的难易。比较化学变化中元素原子得失电子的难易，即可比较元素非金属性和金属性的强弱。
(2)元素金属性和非金属性的强弱与元素原子得失电子的数目无关。如1个Na原子在反应中失去1个电子，1个Al原子在反应中失去3个电子，但是元素金属性：Na>Al。
1.随着原子序数的递增，下列叙述正确的是(　　)
A.第二周期元素的最高正化合价由＋1价→＋7价→0价
B.第三周期非金属元素氢化物稳定性逐渐减弱
C.碱金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱
D.卤族元素的原子半径逐渐增大
答案　D
解析　第二周期中，O没有最高正化合价、F没有正价，则第二周期元素的最高正化合价由＋1价→＋5价，故A错误；第三周期，随原子序数增大，非金属性增强，则非金属元素氢化物稳定性逐渐增强，故B错误；碱金属元素，随原子序数增大，金属性增强，则最高价氧化物对应水化物碱性逐渐增强，故C错误；卤族元素随原子序数增大，电子层数增多，则原子半径增大，D正确。
2.下列关系正确的是(　　)
A.原子半径：Na＜Cl
B.金属性：K＜Na
C.酸性：H3PO4＞H2SO4
D.稳定性：HBr＜HCl
答案　D
解析　A项，同周期主族元素半径从左到右递减，所以原子半径Na＞Cl，错误；B项，同主族金属性从上到下递增，所以金属性K＞Na，错误；C项，同周期非金属性从左到右递增，其最高价氧化物对应水化物酸性也递增，所以酸性H3PO4＜H2SO4，错误；D项，同主族非金属性从上到下递减，其气态氢化物稳定性也递减，所以稳定性HBr＜HCl，正确。
3.下列各组中化合物的性质比较，不正确的是(　　)
A.酸性：HClO4>HBrO4>HIO4
B.碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
C.稳定性：PH3>H2S>HCl
D.非金属性：F>O>S
答案　C
解析　元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性就越强，非金属性：Cl>Br>I，则酸性；HClO4>HBrO4>HIO4，A项正确；元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性就越强，金属性：Na>Mg>Al，碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，B项正确；元素非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，非金属性：Cl>S>P，稳定性：HCl>H2S>PH3，C项错误；同主族元素，从上到下，非金属性逐渐减弱；同周期主族元素，从左到右，非金属性逐渐增强，非金属性：F>O>S，D项正确。
A级　合格过关练
选择题只有1个选项符合题意
(一)元素性质的周期性变化
1.在下列元素中，随着元素原子序数的递增呈现周期性变化的是(　　)
①原子半径　②化合价　③金属性、非金属性
④相对原子质量
A.仅有①② B.仅有②④
C.仅有①②③ D.①②③④
答案　C
解析　①随着原子序数的递增，同周期主族元素的原子半径从大到小呈现周期性变化(稀有气体元素除外)；②随着元素原子序数的递增，元素的最高正化合价从＋1价到＋7价(O、F除外)，最低负化合价从－4价到－1价重复出现；③随着元素原子序数的递增，金属性由强变弱，非金属性由弱变强；④随着原子序数的递增，元素原子的相对原子质量增大，但不呈现周期性的变化。
2.下列说法错误的是(　　)
A.当电子层数相同时，核电荷数越小，主族元素原子半径越大
B.当最外层电子数相同时，质子数越多，主族元素原子半径越大
C.r(F－)r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
D.原子电子层数越多，对应的原子半径越大
答案　D
解析　原子电子层数越多，对应的原子半径不一定越大，如Li的原子半径大于S，故D项错误。
3.如图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示(　　)
A.电子层数 B.最外层电子数
C.最高化合价 D.原子半径
答案　B
解析　根据1～18号元素原子的结构和性质分析，纵坐标表示最外层电子数。
4.已知短周期主族元素X、Y、Z、M、Q和R在周期表中的相对位置如下所示，其中Y的最高化合价为＋3。
(1)M、X、Y形成的简单离子半径由大到小关系为______________。(用相应离子符号回答)
(2)比较Q、R形成气态氢化物的稳定性____________________ 。(用相应化学式回答)
(3)比较X、Y最高价氧化物对应水化物的碱性____________________ 。(用相应化学式回答)
(4)写出Y与Fe2O3反应的化学方程式__________________________________
__________________________________________________________________。
答案　(1)N3－>Mg2＋>Al3＋　(2)HCl>H2S
(3)Mg(OH)2>Al(OH)3
(4)2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3
解析　根据短周期元素在周期表中的相对位置可知，Z、M位于第二周期，X、Y、Q、R位于第三周期，其中Y的最高化合价为＋3，说明位于第ⅢA族，则Y为Al，结合各元素的相对位置可知，X为Mg、Z为C、M为N、Q为S、R为Cl元素。(1)电子层数越多离子半径越大，电子层数相同的核电荷数越大离子半径越小，则离子半径：N3－>Mg2＋>Al3＋；(2)Q为S，R为Cl元素，同周期主族元素从左到右非金属性增强，其气态氢化物的稳定性增强，则非金属性：SAl，最高价氧化物对应水化物的碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3；(4)Y为Al元素，Al能够与Fe2O3发生铝热反应生成Al2O3和Fe。
(二)同周期元素金属性和非金属性的递变规律
5.下列说法能说明金属性：Na>Al的是(　　)
A.Na最外层有一个电子，Al最外层有3个电子
B.Na能与冷水反应，而Al不能
C.Na的熔、沸点低于Al的
D.Na能从AlCl3的溶液中把Al置换出来
答案　B
解析　金属性的强弱与最外层电子数的多少无对应关系，A项错误；可以通过金属与水反应生成氢气的难易程度判断金属性的强弱，B项正确；熔、沸点的高低与金属性的强弱无对应关系，C项错误；Na进入盐溶液中首先与水反应，因此Na不能从AlCl3的溶液中置换出Al，D项错误。
6.下列实验不能作为判断依据的是(　　)
A.钠和镁分别与冷水反应，判断钠和镁金属性强弱
B.比较Mg(OH)2与Al(OH)3的碱性强弱，判断镁与铝的金属性强弱
C.往硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀，判断碳酸与硅酸的酸性强弱
D.根据HF和HCl的水溶液的酸性强弱判断氟与氯的非金属性的强弱
答案　D
解析　A项，钠与冷水比镁与冷水反应剧烈，因此钠的金属性强于镁，正确；B项，金属性越强，对应碱的碱性越强，镁的金属性强于铝，则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3，正确；C项，根据强酸制弱酸原理，往硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀，说明碳酸的酸性强于硅酸的酸性，正确；D项，氢氟酸是弱酸，而盐酸是强酸，但氟的非金属性要比氯的非金属性强，错误。
7.下列有关叙述中，能说明非金属元素M与N的非金属性强的是(　　)
A.非金属单质N能从M的化合物中置换出非金属单质M
B.M原子比N原子容易得到电子
C.气态氢化物水溶液的酸性HmM>HnN
D.氧化物水化物的酸性HmMOx>HnNOy
答案　B
解析　A.非金属单质N能从M的化合物中置换出非金属单质M，则氧化性N>M，说明非金属性N强于M，故A错误；B.M原子比N原子容易得到电子，说明非金属性M强于N，故B正确；C.非金属性强弱与氢化物的酸性没有关系，故C错误；D.HmMOx、HnNOy不一定是最高价含氧酸，不能比较非金属性强弱，故D错误。
8.某学习小组探究元素周期律，设计了如图所示装置，以完成非金属性强弱比较的研究，下列各组实验中所选用试剂与实验目的相匹配的是(　　)
实验序号 试剂 实验目的：证明非金属性强弱
a b c
① 浓盐酸 二氧化锰 溴化钠溶液 Cl>Br
② 浓盐酸 碳酸钠 硅酸钠溶液 Cl>C>Si
③ 稀硝酸 石灰石 硅酸钠溶液 N>C>Si
④ 稀硫酸 纯碱 硅酸钠溶液 S>C>Si
A.④ B.①②④
C.①③ D.③④
答案　A
解析　浓盐酸和二氧化锰反应制取氯气，需要加热，故①不选；盐酸是无氧酸，盐酸的酸性强于碳酸，不能证明非金属性：Cl>C，碳酸钠和浓盐酸反应制取的二氧化碳中含有氯化氢，氯化氢也能和硅酸钠反应生成硅酸沉淀，不能说明非金属性：C>Si，故②不选；稀硝酸和石灰石反应生成二氧化碳，证明非金属性：N>C，硝酸易挥发，石灰石和硝酸反应制取的二氧化碳中含有硝酸蒸气，硝酸蒸气也能和硅酸钠反应生成硅酸沉淀，不能说明非金属性：C>Si，故③不选；稀硫酸和碳酸钠反应生成二氧化碳，证明非金属性：S>C，二氧化碳和硅酸钠反应生成硅酸沉淀，说明非金属性：C>Si，故④选。
B级　素养培优练
9.(2023·山东省实验中学高一期末)已知短周期主族元素A、B、C、D的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。下列叙述正确的是(　　)
A.原子半径：B>A>C>D
B.原子序数：d>c>b>a
C.原子的最外层电子数：C>D>A>B
D.离子半径：C3－>D－>A2＋>B＋
答案　A
解析　根据题意可推知，A为Mg，B为Na，C为N，D为F。A.同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径：Na>Mg>N>F，A正确；B.原子序数：a>b>d>c，B错误；C.对于主族元素，最外层电子数等于主族序数，故最外层电子数：F>N>Mg>Na，C错误；D.Mg2＋、Na＋、N3－、F－的电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：N3－>F－>Na＋>Mg2＋，D错误。
10.五种短周期元素X、Y、Z、M、W的原子序数与其常见化合价的关系如图所示，下列叙述正确的是(　　)
A.元素X只能为氢
B.原子半径：r(Y)＞r(M)
C.Z的最高价氧化物对应的水化物不能溶解在氢氧化钾溶液中
D.H3MO4的酸性比HWO4的弱
答案　D
解析　X的常见化合价为＋1，其原子序数小于其他四种元素，则元素X可能为H或Li；Z的常见化合价为＋3，M的常见化合价为－3，原子序数：M＞Z，则M为P，Z为Al；W的常见化合价为－1，其原子序数最大，则W为Cl，Y为＋5价，原子序数小于Z(Al)，则Y为P。元素X可能为H或Li，A项错误；N和P为同主族元素，电子层数越多，原子半径越大，则原子半径：r(N)＜r(P)，B项错误；Al(OH)3为两性氢氧化物，能溶解在KOH溶液中，C项错误；非金属性：P＜Cl，故它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性：H3PO4＜HClO4，D项正确。
11.如图表示部分短周期元素的原子半径和最高正价、最低负价随原子序数的变化情况，下列有关说法正确的是(　　)
A.最高正价的顺序：g>c>b
B.形成的简单离子半径：d>e>b>c
C.d与c形成的化合物中阴、阳离子个数比一定为1∶2
D.简单气态氢化物的稳定性：g答案　C
解析　由原子半径大小可知，a、b、c位于第二周期，d、e、f、g位于第三周期，结合化合价可知，a为C，b为N，c为O，d为Na，e为Al，f为S，g为Cl。Cl的最高正价为＋7价，N的最高正价为＋5价，O没有最高正价，故A错误；核外电子层数相同时，核电荷数越大离子半径越小，则简单离子半径：b>c>d>e，故B错误；钠元素与氧元素可以形成氧化钠和过氧化钠，阴、阳离子个数比均为1∶2，故C正确；非金属性越强，简单氢化物越稳定，非金属性：Cl>S>C，因此简单气态氢化物的稳定性：g>f>a，故D错误。
12.(1)下列曲线分别表示元素某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数，Y为元素的有关性质)，把与下面的元素有关性质相符合的曲线的标号填入相应括号中。
①第ⅡA族元素原子的最外层电子数________。
②第ⅦA族元素单质的沸点________。
③第三周期元素的最高化合价________。
④第二周期元素Be、B、C、N、O的原子半径________。
(2)比较下列性质(用“>”“＝”或“<”填空)
①氧化性：Cl2________Br2。
②还原性：H2S________HCl。
③碱性：Mg(OH)2________Al(OH)3。
④稳定性：H2S________H2O。
(3)元素性质呈周期性变化的决定因素是________。
A.元素原子半径大小呈周期性变化
B.元素的相对原子质量依次递增
C.元素原子核外电子排布呈周期性变化
D.元素的最高正化合价呈周期性变化
答案　(1)①a　②e　③e　④b　(2)①>　②>　③>　④<　(3)C
解析　(1)①第ⅡA族元素原子的最外层电子数均相同，都是2个，故选a；②第ⅦA族元素单质的沸点依次升高，故选e；③第三周期元素的最高化合价随着原子序数增大而增大，故选e；④同一周期主族元素从左到右，原子半径减小，第二周期元素Be、B、C、N、O的原子半径依次减小，故选b；(2)①氯元素的非金属性大于溴元素，非金属性越强，单质的氧化性越强，因此单质的氧化性：Cl2>Br2；②非金属性：SHCl；③镁元素的金属性大于铝元素，金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的碱性越强，碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3；④氧元素的非金属性强于硫元素，非金属性越强，对应的氢化物越稳定，氢化物的稳定性：H2S13.某同学为了验证元素周期律相关的结论，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象。
实验方案 实验现象
①将氯气通入Na2S溶液中 有淡黄色固体(S)生成
②取一小块金属镁，用砂纸磨去表面的氧化膜后，放入试管中，加入2 mL水，观察现象，记录为现象Ⅰ，过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象，记录为现象Ⅱ 现象Ⅰ：无明显变化 现象Ⅱ：金属镁逐渐溶解，有气体生成
③将溴水滴入NaI溶液中，充分反应后加入淀粉溶液 溶液变蓝
④将一小块金属钠放入冷水中 钠浮在水面上，熔成小球，四处游动，逐渐消失
回答下列问题：
(1)实验①相关反应的离子方程式为_____________________________________
___________________________________________________________________。
由实验①可知，Cl、S的非金属性由强到弱的顺序为________(用元素符号表示，下同)。由实验③可知，Br、I的非金属性由强到弱的顺序为________。
(2)由实验②和实验④知，碱性：NaOH________(填“>”或“<”)Mg(OH)2。
(3)实验结论：同主族元素自上而下，元素的非金属性逐渐____________(填“增强”或“减弱”，下同)；同周期元素，原子序数逐渐增大，金属性逐渐________，非金属性逐渐________。由此可知，H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4的酸性由强到弱的顺序为________________________________(填化学式，下同)，常见简单气态氢化物NH3、H2O、HF、H2S中稳定性最强的是________。
答案　(1)S2－＋Cl2===2Cl－＋S↓　Cl>S　Br>I
(2)>　(3)减弱　减弱　增强　HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3　HF
解析　(1)将氯气通入Na2S溶液中，氯气将S2－氧化成S单质，反应的离子方程式为S2－＋Cl2===2Cl－＋S↓，单质氧化性越强，元素非金属性越强，故非金属性：Cl>S；实验③中将溴水滴入NaI溶液中，充分反应后加入淀粉溶液，溶液变蓝，说明Br2将I－氧化成I2，非金属性：Br>I。(2)实验②现象可以表明Mg与冷水不反应，与热水反应，实验④中Na与冷水剧烈反应，由实验②和实验④中反应的剧烈程度可知，Na与水反应比Mg与水反应更剧烈，则金属性：Na>Mg，由此可知，碱性：NaOH>Mg(OH)2。(3)由实验分析可知，非金属性：Br>I，由此得出实验结论：同主族元素自上而下，元素的非金属性逐渐减弱；金属性：MgH2SO4>H3PO4>H2SiO3；非金属性：F>O>N>S，元素非金属性越强，简单气态氢化物越稳定，稳定性最强的是HF。第二节　元素周期律
基础课时25　元素性质的周期性变化规律
学习目标　 1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律。2.以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例,会设计实验探究同周期元素性质的变化规律,会比较元素的金属性或非金属性的强弱。
一、元素性质的周期性变化
　　　　　　　　　　　　　　　　
(一)知识梳理
1.原子核外电子排布的周期性变化
以原子序数为1~18的元素为例,探究原子最外层电子数的变化,图示如下:
规律:随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布呈现　　　　　　的周期性变化(第一周期除外)。
2.原子半径的周期性变化
以第二、三周期元素为例,探究元素的原子半径的变化,图示如下:
规律:随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现　　　　　　的周期性变化。
3.元素化合价的周期性变化
以原子序数为1~18的元素为例,探究元素化合价的变化,图示如下:
规律:随着原子序数的递增,元素的化合价呈　　　　　　　　变化,即每周期,最高正价为　　　　　　(O无最高正价、F无正价),负价为　　　　　　。
4.结论
同周期,随着　　　　　　　　的递增,元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现　　　　　　的变化。
(二)互动探究
材料1　人体和地球一样,也是由各种化学元素组成的,如人的大脑中含有丰富的钠、钾、镁等元素,骨筋和骨组织中含有丰富的锂、镁、钾等元素。
材料2　下图表示短周期主族元素原子半径的周期性变化。
查阅资料知,原子半径的大小取决于两个因素:一个因素是电子层数,一般电子层数越多,原子半径越大;另一个因素是核电荷数,电子层数相同时,核电荷数越大,原子半径越小。
【问题讨论】
问题1　如何判断H、Li、Na、K原子半径的大小 理由是什么
　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　
问题2　为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢
　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　
问题3　主族元素的最高化合价等于其族序数,这句话对吗 为什么
　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　
问题4　如何比较Na+、Mg2+、Al3+半径的大小
　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　
【探究归纳】
1.主族元素主要化合价的确定方法
(1)最高正价=主族序数=最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低负价=最高正价-8(H、O、F除外)。
(3)H的最高价为+1,最低价为-1;O无最高正价;F无正化合价。
2.“三看”比较简单粒子半径
影响粒子半径的因素有电子层数、核电荷数、核外电子数。在比较粒子半径时,一般先看电子层数,再看核电荷数,最后看核外电子数。
一看电子层数:电子层数不同、最外层电子数相同时,核外电子层数越多,半径越大,如r(F)二看核电荷数:电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小,如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl),r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。
三看核外电子数:核电荷数相同时,核外电子数越多,半径越大,如r(Na+)r(Cl)。
1.原子序数为3~10的元素,随着核电荷数的递增而逐渐增大的是 (　　)
A.电子层数 B.核外电子数
C.原子半径 D.化合价
2.下列各组元素中,按从左到右的顺序,原子序数递增,元素的最高正化合价也递增的是 (　　)
A.C、N、O、F B.Na、Be、B、C
C.P、S、Cl、Ar D.Na、Mg、Al、Si
3.下列各组粒子,按半径由大到小的顺序排列正确的是 (　　)
A.Mg、Ca、K、Na B.S2-、Cl-、K+、Na+
C.Br-、Br、Cl、S D.Na+、Al3+、Cl-、F-
二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
　　　　　　　　　　　　　　　　
(一)知识梳理
1.第三周期元素性质的递变
(1)钠、镁、铝的金属性强弱比较
结论:随着核电荷数的增大,第三周期金属元素的单质与水(或酸)反应越来越难,最高价氧化物对应水化物的碱性越来越弱。
(2)Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
元素 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:H2SiO3单质与H2 反应的条件 高温 磷蒸气与H2 能反应 加热 光照或 点燃
氢化物的 稳定性 SiH4非金属性 由强到弱的顺序为　　　　　
(3)同周期主族元素性质递变规律
同一周期从左到右,主族元素原子核电荷数依次增大,金属性逐渐　　　　　　,非金属性逐渐　　　　　　。
2.元素周期律
(1)含义:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
(2)实质:元素性质的周期性变化是　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　周期性变化的必然结果。
(二)互动探究
实验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+2H2O===Mg(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
实验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的水化物的碱性强弱
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-===[Al(OH)4]- 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
【问题讨论】
问题1　根据实验1你能写出相关的化学方程式吗 由此可以判断钠和镁的金属性强弱关系吗
　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　
问题2　从这实验2两组实验对比中你能得出什么结论
　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　
【探究归纳】
1.两性氢氧化物
既能与强酸反应又能与强碱反应,且均生成盐和水的氢氧化物。如Al(OH)3既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液。
2.元素性质的周期性变化规律
内容 同周期(从左到 右)(主族元素) 同主族 (从上到下)
原子 结构 电子 层数 相同 依次增加
最外层 电子数 依次增加 相同
原子 半径 逐渐减小 逐渐增大
主要化合价 一般从+1→+7(O、F除外),从-4→-1 最高正化合价=族序数(O、F除外)
元素 的性质 得电子 能力 逐渐增强 逐渐减弱
失电子 能力 逐渐减弱 逐渐增强
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金 属性 逐渐增强 逐渐减弱
离子 阳离子 氧化性 逐渐增强 逐渐减弱
阴离子 还原性 逐渐减弱 逐渐增强
简单 氢化物 稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
还原性 逐渐减弱 逐渐增强
最高价 氧化物 对应的 水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱
碱性 逐渐减弱 逐渐增强
注意　(1)元素非金属性和金属性的强弱实质是得失电子的难易。比较化学变化中元素原子得失电子的难易,即可比较元素非金属性和金属性的强弱。
(2)元素金属性和非金属性的强弱与元素原子得失电子的数目无关。如1个Na原子在反应中失去1个电子,1个Al原子在反应中失去3个电子,但是元素金属性:Na>Al。
1.随着原子序数的递增,下列叙述正确的是 (　　)
A.第二周期元素的最高正化合价由+1价→+7价→0价
B.第三周期非金属元素氢化物稳定性逐渐减弱
C.碱金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱
D.卤族元素的原子半径逐渐增大
2.下列关系正确的是 (　　)
A.原子半径:NaB.金属性:KC.酸性:H3PO4>H2SO4
D.稳定性:HBr3.下列各组中化合物的性质比较,不正确的是 (　　)
A.酸性:HClO4>HBrO4>HIO4
B.碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
C.稳定性:PH3>H2S>HCl
D.非金属性:F>O>S
:课后完成　第四章　基础课时25(共59张PPT)
第二节　元素周期律
第四章　物质结构 元素周期律
基础课时 　元素性质的周期性变化规律
25
1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律。2.以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱。
学习目标
一、元素性质的周期性变化
二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
目
录
CONTENTS
课后巩固训练
一、元素性质的周期性变化
对点训练
(一)知识梳理
1.原子核外电子排布的周期性变化
以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现__________的周期性变化(第一周期除外)。
由1到8
2.原子半径的周期性变化
以第二、三周期元素为例，探究元素的原子半径的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现__________的周期性变化。
由大到小
3.元素化合价的周期性变化
以原子序数为1～18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈________变化，即每周期，最高正价为____________ (O无最高正价、F无正价)，负价为____________。
周期性
＋1→＋7
－4→－1
4.结论
同周期，随着__________的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现________的变化。
原子序数
周期性
(二)互动探究
材料1　人体和地球一样，也是由各种化学元素组成的，如人的大脑中含有丰富的钠、钾、镁等元素，骨筋和骨组织中含有丰富的锂、镁、钾等元素。
材料2　下图表示短周期主族元素原子半径的周期性变化。
查阅资料知，原子半径的大小取决于两个因素：一个因素是电子层数，一般电子层数越多，原子半径越大；另一个因素是核电荷数，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小。
【问题讨论】
问题1　如何判断H、Li、Na、K原子半径的大小？理由是什么？
提示　H、Li、Na、K原子最外层电子数相同，电子层数依次增多，故原子半径依次增大。
问题2　为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？
提示　同一周期元素的原子电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，故原子半径逐渐减小。
问题3　主族元素的最高化合价等于其族序数，这句话对吗？为什么？
提示　不对。主族元素形成最高化合价时，失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构，但O、F元素因原子半径很小，非金属性很强，所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子，故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。
问题4　如何比较Na＋、Mg2＋、Al3＋半径的大小？
提示　Na＋、Mg2＋、Al3＋的电子层结构相同，核外电子数相同，核电荷数逐渐增大，离子半径逐渐减小。
【探究归纳】
1.主族元素主要化合价的确定方法
(1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。
(3)H的最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正化合价。
影响粒子半径的因素有电子层数、核电荷数、核外电子数。在比较粒子半径时，一般先看电子层数，再看核电荷数，最后看核外电子数。
一看电子层数：电子层数不同、最外层电子数相同时，核外电子层数越多，半径越大，如r(F)二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)，r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
三看核外电子数：核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大，如
r(Na＋)r(Cl)。
2.“三看”比较简单粒子半径
1.原子序数为3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是(　　)
A.电子层数 B.核外电子数 C.原子半径 D.化合价
解析　A项，原子序数为3～10的元素为第二周期的8种元素，原子的电子层数都为2；C项，除了10号稀有气体元素原子外，3～9号元素原子的核电荷数越大，原子半径越小；D项，氧无最高正价、氟无正价。
B
2.下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增，元素的最高正化合价也递增的是(　　)
A.C、N、O、F B.Na、Be、B、C
C.P、S、Cl、Ar D.Na、Mg、Al、Si
解析　A项和C项原子序数递增，而A项中F无正价，C项中Ar的化合价为0价；B项中的原子序数不完全呈递增趋势；D项中原子序数和最高正化合价均呈递增趋势。
D
3.下列各组粒子，按半径由大到小的顺序排列正确的是(　　)
A.Mg、Ca、K、Na B.S2－、Cl－、K＋、Na＋
C.Br－、Br、Cl、S D.Na＋、Al3＋、Cl－、F－
解析　K、Ca原子分别比Na、Mg原子多1个电子层，有r(K)>r(Ca)>r(Na)>r(Mg)，A错误；S2－、Cl－、K＋核外电子排布相同，核电荷数越小，离子半径越大，又因K＋比Na＋多1个电子层，故有r(S2－)>r(Cl－) >r(K＋)>r(Na＋)，B正确；Br－比Br多1个电子，Br原子比Cl原子多1个电子层，故r(Br－)>r(Br)>r(Cl)，但r(Cl)r(F－)>r(Na＋)>r(Al3＋)，D错误。
B
二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
对点训练
(一)知识梳理
1.第三周期元素性质的递变
(1)钠、镁、铝的金属性强弱比较
结论：随着核电荷数的增大，第三周期金属元素的单质与水(或酸)反应越来越难，最高价氧化物对应水化物的碱性越来越弱。
Na、Mg、Al
NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3
Na、Mg、Al
(2)Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
元素 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：H2SiO3单质与H2反应的条件 高温 磷蒸气与H2能反应 加热 光照或点燃
氢化物的稳定性 SiH4非金属性 由强到弱的顺序为____________________
Cl、S、P、Si
(3)同周期主族元素性质递变规律
同一周期从左到右，主族元素原子核电荷数依次增大，金属性逐渐______，非金属性逐渐______。
减弱
增强
2.元素周期律
(1)含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
(2)实质：元素性质的周期性变化是________________________周期性变化的必然结果。
元素原子的核外电子排布
(二)互动探究
实验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＋2H2O===Mg(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
实验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的水化物的碱性强弱
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－===[Al(OH)4]－ 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
【问题讨论】
问题1　根据实验1你能写出相关的化学方程式吗？由此可以判断钠和镁的金属性强弱关系吗？
提示　Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑，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。
问题2　从这实验2两组实验对比中你能得出什么结论？
提示　NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物；元素金属性：Na>Mg>Al。
【探究归纳】
1.两性氢氧化物
既能与强酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。如Al(OH)3既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液。
2.元素性质的周期性变化规律
内容 同周期(从左到右)(主族元素) 同主族(从上到下)
原子结构 电子层数 相同 依次增加
最外层电子数 依次增加 相同
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
主要化合价 一般从＋1→＋7(O、F除外)，从－4→－1 最高正化合价＝族序数(O、F除外)
内容 同周期(从左到右)(主族元素) 同主族(从上到下)
元素 的性质 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱
失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
离子 阳离子氧化性 逐渐增强 逐渐减弱
阴离子还原性 逐渐减弱 逐渐增强
内容 同周期(从左到右)(主族元素) 同主族(从上到下)
简单氢化物 稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
还原性 逐渐减弱 逐渐增强
最高价氧化物 对应的水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱
碱性 逐渐减弱 逐渐增强
注意　(1)元素非金属性和金属性的强弱实质是得失电子的难易。比较化学变化中元素原子得失电子的难易，即可比较元素非金属性和金属性的强弱。
(2)元素金属性和非金属性的强弱与元素原子得失电子的数目无关。如1个Na原子在反应中失去1个电子，1个Al原子在反应中失去3个电子，但是元素金属性：Na>Al。
1.随着原子序数的递增，下列叙述正确的是(　　)
A.第二周期元素的最高正化合价由＋1价→＋7价→0价
B.第三周期非金属元素氢化物稳定性逐渐减弱
C.碱金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱
D.卤族元素的原子半径逐渐增大
解析　第二周期中，O没有最高正化合价、F没有正价，则第二周期元素的最高正化合价由＋1价→＋5价，故A错误；第三周期，随原子序数增大，非金属性增强，则非金属元素氢化物稳定性逐渐增强，故B错误；碱金属元素，随原子序数增大，金属性增强，则最高价氧化物对应水化物碱性逐渐增强，故C错误；卤族元素随原子序数增大，电子层数增多，则原子半径增大，D正确。
D
2.下列关系正确的是(　　)
A.原子半径：Na＜Cl B.金属性：K＜Na
C.酸性：H3PO4＞H2SO4 D.稳定性：HBr＜HCl
解析　A项，同周期主族元素半径从左到右递减，所以原子半径Na＞Cl，错误；B项，同主族金属性从上到下递增，所以金属性K＞Na，错误；C项，同周期非金属性从左到右递增，其最高价氧化物对应水化物酸性也递增，所以酸性H3PO4＜H2SO4，错误；D项，同主族非金属性从上到下递减，其气态氢化物稳定性也递减，所以稳定性HBr＜HCl，正确。
D
3.下列各组中化合物的性质比较，不正确的是(　　)
A.酸性：HClO4>HBrO4>HIO4 B.碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
C.稳定性：PH3>H2S>HCl D.非金属性：F>O>S
解析　元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性就越强，非金属性：Cl>Br>I，则酸性；HClO4>HBrO4>HIO4，A项正确；元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性就越强，金属性：Na>Mg>Al，碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，B项正确；元素非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，非金属性：Cl>S>P，稳定性：HCl>H2S>PH3，C项错误；同主族元素，从上到下，非金属性逐渐减弱；同周期主族元素，从左到右，非金属性逐渐增强，非金属性：F>O>S，D项正确。
C
课后巩固训练
A级　合格过关练
选择题只有1个选项符合题意
(一)元素性质的周期性变化
1.在下列元素中，随着元素原子序数的递增呈现周期性变化的是(　　)
①原子半径　②化合价　③金属性、非金属性 ④相对原子质量
A.仅有①② B.仅有②④ C.仅有①②③ D.①②③④
C
解析　①随着原子序数的递增，同周期主族元素的原子半径从大到小呈现周期性变化(稀有气体元素除外)；②随着元素原子序数的递增，元素的最高正化合价从＋1价到＋7价(O、F除外)，最低负化合价从－4价到－1价重复出现；③随着元素原子序数的递增，金属性由强变弱，非金属性由弱变强；④随着原子序数的递增，元素原子的相对原子质量增大，但不呈现周期性的变化。
2.下列说法错误的是(　　)
A.当电子层数相同时，核电荷数越小，主族元素原子半径越大
B.当最外层电子数相同时，质子数越多，主族元素原子半径越大
C.r(F－)r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
D.原子电子层数越多，对应的原子半径越大
D
解析　原子电子层数越多，对应的原子半径不一定越大，如Li的原子半径大于S，故D项错误。
3.如图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示(　　)
A.电子层数 B.最外层电子数 C.最高化合价 D.原子半径
解析　根据1～18号元素原子的结构和性质分析，纵坐标表示最外层电子数。
B
4.已知短周期主族元素X、Y、Z、M、Q和R在周期表中的相对位置如下所示，其中Y的最高化合价为＋3。
(1)M、X、Y形成的简单离子半径由大到小关系为______________。(用相应离子符号回答)
(2)比较Q、R形成气态氢化物的稳定性__________。(用相应化学式回答)
(3)比较X、Y最高价氧化物对应水化物的碱性____________________ 。(用相应化学式回答)
(4)写出Y与Fe2O3反应的化学方程式____________________________。
N3－>Mg2＋>Al3＋
HCl>H2S
Mg(OH)2>Al(OH)3
解析　根据短周期元素在周期表中的相对位置可知，Z、M位于第二周期，X、Y、Q、R位于第三周期，其中Y的最高化合价为＋3，说明位于第ⅢA族，则Y为Al，结合各元素的相对位置可知，X为Mg、Z为C、M为N、Q为S、R为Cl元素。(1)电子层数越多离子半径越大，电子层数相同的核电荷数越大离子半径越小，则离子半径：N3－>Mg2＋>Al3＋；(2)Q为S，R为Cl元素，同周期主族元素从左到右非金属性增强，其气态氢化物的稳定性增强，则非金属性：SAl，最高价氧化物对应水化物的碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3；(4)Y为Al元素，Al能够与Fe2O3发生铝热反应生成Al2O3和Fe。
(二)同周期元素金属性和非金属性的递变规律
5.下列说法能说明金属性：Na>Al的是(　　)
A.Na最外层有一个电子，Al最外层有3个电子
B.Na能与冷水反应，而Al不能
C.Na的熔、沸点低于Al的
D.Na能从AlCl3的溶液中把Al置换出来
解析　金属性的强弱与最外层电子数的多少无对应关系，A项错误；可以通过金属与水反应生成氢气的难易程度判断金属性的强弱，B项正确；熔、沸点的高低与金属性的强弱无对应关系，C项错误；Na进入盐溶液中首先与水反应，因此Na不能从AlCl3的溶液中置换出Al，D项错误。
B
6.下列实验不能作为判断依据的是(　　)
A.钠和镁分别与冷水反应，判断钠和镁金属性强弱
B.比较Mg(OH)2与Al(OH)3的碱性强弱，判断镁与铝的金属性强弱
C.往硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀，判断碳酸与硅酸的酸性强弱
D.根据HF和HCl的水溶液的酸性强弱判断氟与氯的非金属性的强弱
D
解析　A项，钠与冷水比镁与冷水反应剧烈，因此钠的金属性强于镁，正确；B项，金属性越强，对应碱的碱性越强，镁的金属性强于铝，则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3，正确；C项，根据强酸制弱酸原理，往硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀，说明碳酸的酸性强于硅酸的酸性，正确；D项，氢氟酸是弱酸，而盐酸是强酸，但氟的非金属性要比氯的非金属性强，错误。
7.下列有关叙述中，能说明非金属元素M与N的非金属性强的是(　　)
A.非金属单质N能从M的化合物中置换出非金属单质M
B.M原子比N原子容易得到电子
C.气态氢化物水溶液的酸性HmM>HnN
D.氧化物水化物的酸性HmMOx>HnNOy
解析　A.非金属单质N能从M的化合物中置换出非金属单质M，则氧化性N>M，说明非金属性N强于M，故A错误；B.M原子比N原子容易得到电子，说明非金属性M强于N，故B正确；C.非金属性强弱与氢化物的酸性没有关系，故C错误；D.HmMOx、HnNOy不一定是最高价含氧酸，不能比较非金属性强弱，故D错误。
B
8.某学习小组探究元素周期律，设计了如图所示装置，以完成非金属性强弱比较的研究，下列各组实验中所选用试剂与实验目的相匹配的是(　　)
实验序号 试剂 实验目的：证明非金属性强弱
a b c
① 浓盐酸 二氧化锰 溴化钠溶液 Cl>Br
② 浓盐酸 碳酸钠 硅酸钠溶液 Cl>C>Si
③ 稀硝酸 石灰石 硅酸钠溶液 N>C>Si
④ 稀硫酸 纯碱 硅酸钠溶液 S>C>Si
A.④ B.①②④ C.①③ D.③④
A
解析　浓盐酸和二氧化锰反应制取氯气，需要加热，故①不选；盐酸是无氧酸，盐酸的酸性强于碳酸，不能证明非金属性：Cl>C，碳酸钠和浓盐酸反应制取的二氧化碳中含有氯化氢，氯化氢也能和硅酸钠反应生成硅酸沉淀，不能说明非金属性：C>Si，故②不选；稀硝酸和石灰石反应生成二氧化碳，证明非金属性：N>C，硝酸易挥发，石灰石和硝酸反应制取的二氧化碳中含有硝酸蒸气，硝酸蒸气也能和硅酸钠反应生成硅酸沉淀，不能说明非金属性：C>Si，故③不选；稀硫酸和碳酸钠反应生成二氧化碳，证明非金属性：S>C，二氧化碳和硅酸钠反应生成硅酸沉淀，说明非金属性：C>Si，故④选。
B级　素养培优练
9.(2023·山东省实验中学高一期末)已知短周期主族元素A、B、C、D的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。下列叙述正确的是(　　)
A.原子半径：B>A>C>D
B.原子序数：d>c>b>a
C.原子的最外层电子数：C>D>A>B
D.离子半径：C3－>D－>A2＋>B＋
A
解析　根据题意可推知，A为Mg，B为Na，C为N，D为F。A.同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径：Na>Mg>N>F，A正确；B.原子序数：a>b>d>c，B错误；C.对于主族元素，最外层电子数等于主族序数，故最外层电子数：F>N>Mg>Na，C错误；D.Mg2＋、Na＋、N3－、F－的电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：N3－>F－>Na＋>Mg2＋，D错误。
10.五种短周期元素X、Y、Z、M、W的原子序数与其常见化合价的关系如图所示，下列叙述正确的是(　　)
A.元素X只能为氢
B.原子半径：r(Y)＞r(M)
C.Z的最高价氧化物对应的水化物不能溶解
在氢氧化钾溶液中
D.H3MO4的酸性比HWO4的弱
D
解析　X的常见化合价为＋1，其原子序数小于其他四种元素，则元素X可能为H或Li；Z的常见化合价为＋3，M的常见化合价为－3，原子序数：M＞Z，则M为P，Z为Al；W的常见化合价为－1，其原子序数最大，则W为Cl，Y为＋5价，原子序数小于Z(Al)，则Y为P。元素X可能为H或Li，A项错误；N和P为同主族元素，电子层数越多，原子半径越大，则原子半径：r(N)＜r(P)，B项错误；Al(OH)3为两性氢氧化物，能溶解在KOH溶液中，C项错误；非金属性：P＜Cl，故它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性：H3PO4＜HClO4，D项正确。
11.如图表示部分短周期元素的原子半径和最高正价、最低负价随原子序数的变化情况，下列有关说法正确的是(　　)
A.最高正价的顺序：g>c>b
B.形成的简单离子半径：d>e>b>c
C.d与c形成的化合物中阴、阳离子个数比一定为1∶2
D.简单气态氢化物的稳定性：gC
解析　由原子半径大小可知，a、b、c位于第二周期，d、e、f、g位于第三周期，结合化合价可知，a为C，b为N，c为O，d为Na，e为Al，f为S，g为Cl。Cl的最高正价为＋7价，N的最高正价为＋5价，O没有最高正价，故A错误；核外电子层数相同时，核电荷数越大离子半径越小，则简单离子半径：b>c>d>e，故B错误；钠元素与氧元素可以形成氧化钠和过氧化钠，阴、阳离子个数比均为1∶2，故C正确；非金属性越强，简单氢化物越稳定，非金属性：Cl>S>C，因此简单气态氢化物的稳定性：g>f>a，故D错误。
12.(1)下列曲线分别表示元素某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数，Y为元素的有关性质)，把与下面的元素有关性质相符合的曲线的标号填入相应括号中。
①第ⅡA族元素原子的最外层电子数________。
②第ⅦA族元素单质的沸点________。
③第三周期元素的最高化合价________。
④第二周期元素Be、B、C、N、O的原子半径________。
a
e
e
b
解析　(1)①第ⅡA族元素原子的最外层电子数均相同，都是2个，故选a；②第ⅦA族元素单质的沸点依次升高，故选e；③第三周期元素的最高化合价随着原子序数增大而增大，故选e；④同一周期主族元素从左到右，原子半径减小，第二周期元素Be、B、C、N、O的原子半径依次减小，故选b；
(2)比较下列性质(用“>”“＝”或“<”填空)
①氧化性：Cl2________Br2。
②还原性：H2S________HCl。
③碱性：Mg(OH)2________Al(OH)3。
④稳定性：H2S________H2O。
(3)元素性质呈周期性变化的决定因素是________。
A.元素原子半径大小呈周期性变化 B.元素的相对原子质量依次递增
C.元素原子核外电子排布呈周期性变化 D.元素的最高正化合价呈周期性变化
>
>
>
<
C
解析　(2)①氯元素的非金属性大于溴元素，非金属性越强，单质的氧化性越强，因此单质的氧化性：Cl2>Br2；②非金属性：SHCl；③镁元素的金属性大于铝元素，金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的碱性越强，碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3；④氧元素的非金属性强于硫元素，非金属性越强，对应的氢化物越稳定，氢化物的稳定性：H2S13.某同学为了验证元素周期律相关的结论，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象。
实验方案 实验现象
①将氯气通入Na2S溶液中 有淡黄色固体(S)生成
②取一小块金属镁，用砂纸磨去表面的氧化膜后，放入试管中，加入2 mL水，观察现象，记录为现象Ⅰ，过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象，记录为现象Ⅱ 现象Ⅰ：无明显变化
现象Ⅱ：金属镁逐渐溶解，有气体生成
③将溴水滴入NaI溶液中，充分反应后加入淀粉溶液 溶液变蓝
④将一小块金属钠放入冷水中 钠浮在水面上，熔成小球，四处游动，逐渐消失
回答下列问题：
(1)实验①相关反应的离子方程式为______________________________________。
由实验①可知，Cl、S的非金属性由强到弱的顺序为________(用元素符号表示，下同)。由实验③可知，Br、I的非金属性由强到弱的顺序为________。
(2)由实验②和实验④知，碱性：NaOH________(填“>”或“<”)Mg(OH)2。
(3)实验结论：同主族元素自上而下，元素的非金属性逐渐____________(填“增强”或“减弱”，下同)；同周期元素，原子序数逐渐增大，金属性逐渐________，非金属性逐渐________。由此可知，H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4的酸性由强到弱的顺序为________________________________(填化学式，下同)，常见简单气态氢化物NH3、H2O、HF、H2S中稳定性最强的是________。
S2－＋Cl2===2Cl－＋S↓
Cl>S
Br>I
>
减弱
减弱
增强
HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
HF
解析　(1)将氯气通入Na2S溶液中，氯气将S2－氧化成S单质，反应的离子方程式为S2－＋Cl2===2Cl－＋S↓，单质氧化性越强，元素非金属性越强，故非金属性：Cl>S；实验③中将溴水滴入NaI溶液中，充分反应后加入淀粉溶液，溶液变蓝，说明Br2将I－氧化成I2，非金属性：Br>I。(2)实验②现象可以表明Mg与冷水不反应，与热水反应，实验④中Na与冷水剧烈反应，由实验②和实验④中反应的剧烈程度可知，Na与水反应比Mg与水反应更剧烈，则金属性：Na>Mg，由此可知，碱性：NaOH>Mg(OH)2。
(3)由实验分析可知，非金属性：Br>I，由此得出实验结论：同主族元素自上而下，元素的非金属性逐渐减弱；金属性：MgH2SO4>H3PO4>H2SiO3；非金属性：F>O>N>S，元素非金属性越强，简单气态氢化物越稳定，稳定性最强的是HF。

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