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第二节 元素周期律
内容概览
01 竞赛技巧总结 核心策略精讲，高效解题通法提炼
02 技巧针对训练 专项能力突破，弱点题型强化攻坚
03 综合培优精练 高阶思维拓展，综合问题融合演练
04 竞赛真题精练 实战命题解密，赛场节奏模拟特训
竞赛技巧1 镧系、锕系收缩效应及其应用
一、镧系收缩（Lanthanide Contraction）
1.核心定义：镧系元素（57La-71Lu）随原子序数增加，原子半径和离子半径发生缓慢而有规律的减小，总收缩幅度约14 pm（原子半径）和 18 pm（Ln3+离子半径）。
2.成因机制:
①4f 电子屏蔽效应弱：4f 轨道弥散，对核电荷的屏蔽作用（~0.98）弱于 s、p 轨道（~1.00），导致有效核电荷（Z*）随原子序数增加显著增大。
②填充规律：电子依次填入 4f 轨道，外层 6s 电子受核吸引力增强，半径持续收缩。
3.关键影响
①元素分离困难：Zr 与 Hf、Nb 与 Ta、Mo 与 W 的原子半径差 < 5 pm，化学性质极相似，需通过溶剂萃取（如 HfCl 与 TBP 络合）或离子交换分离。
②第三过渡系性质偏移：Hf 的金属性弱于 Zr，W 的熔点（3422℃）高于 Mo（2623℃），因收缩导致原子间结合力增强。
③镧系内部差异：Eu（4f 6s ）和 Yb（4f 6s ）因半满 / 全满结构，原子半径突增，形成 “双峰效应”。
二、锕系收缩（Actinide Contraction）
1.定义特征:锕系元素（89Ac-103Lr）的原子半径和离子半径随序数增加逐渐减小，总收缩幅度（~20 pm）大于镧系，且前期收缩更显著。
2.成因特殊性
①5f 轨道更弥散：5f 电子屏蔽效应（~0.95）弱于 4f 电子，Z * 增长更快，导致 An 离子半径从 Ac （111 pm）降至 Lr （98 pm）。
②多重氧化态影响：锕系元素易形成 + 3、+4、+5、+6 氧化态，高氧化态离子（如 UO ）收缩更明显。
3.主要影响
①后续元素化学性质：第 7 周期元素（如 Rf、Db）的原子半径与第 6 周期同族元素接近，延续镧系收缩的 “顺延效应”。
②锕系分离工艺：利用 Np (Ⅳ)、Pu (Ⅳ)、U (Ⅵ) 的离子半径差异，通过 TBP 萃取分离核燃料元素。
③放射性特性关联：重锕系元素（如 Am、Cm）的收缩导致其配位化合物稳定性增强，影响核废料处理。
三、两者对比与周期律意义
1.对比
对比维度 镧系收缩 锕系收缩
涉及元素 57-71号（15种） 89-103号（15种）
收缩幅度 较小（原子半径差～14 pm） 较大（原子半径差～20 pm）
轨道参与 4f 轨道主导 5f轨道主导，部分5d参与
氧化态影响 以+3 为主，影响较小 多氧化态，高氧化态收缩更显著
实际应用 稀土分离、合金材料 核燃料分离、放射性废物处理
2.周期律意义：两者共同构成内过渡元素收缩效应，解释了长周期表中同族元素性质递变的 “反常性”，维持了周期律的整体规律性。镧系收缩使第 6 周期过渡金属与第 5 周期同族元素性质相似，而锕系收缩为超重元素化学性质预测提供了理论依据。
竞赛技巧2 过渡元素变价规律及其应用
一、变价成因与电子结构基础
过渡元素（d区+ds区）的价电子构型为(n-1)d1-10ns1-2，其变价特性源于以下核心因素：
①轨道能量相近：(n-1)d与ns轨道能量差小（如第四周期过渡元素约1-2eV），电子易通过得失形成不同价态。例如Mn的价电子构型3d 4s ，可失去2个（4s2）、3个（4s2+1个3d）直至7个电子形成+2至+7价。
②屏蔽效应较弱：d电子对核电荷的屏蔽作用（~0.35）弱于s/p电子，随原子序数增加，有效核电荷（Z*）增大，使高价态电离能增幅小于主族元素，如Cr的I6（失去6个电子的电离能）仍处于可实现范围。
③配位稳定化作用：高价态离子可通过与氧、氟等强电负性配体形成共价键或配位键稳定存在，如MnO4-中Mn7+通过配位氧原子的电子反馈得以稳定。
二、典型过渡元素变价实例
1.第四周期过渡元素（Sc-Zn）
元素 价电子构型 常见价态 特征化合物示例
Ti 3d 4s +2、+3、+4 TiO（+2）、TiCl3（+3）、TiO2（+4）
V 3d 4s +2、+3、+4、+5 VSO4（+2）、V2O5（+5）
Cr 3d 4s +2、+3、+6 CrO（+2）、Cr2O3（+3）、K2Cr2O7（+6）
Mn 3d 4s +2、+3、+4、+6、+7 MnCl2（+2）、MnO2（+4）、K2MnO4（+6）、KMnO4（+7）
Fe 3d 4s +2、+3、+6 FeO（+2）、FeCl3（+3）、K2FeO4（+6）
Cu 3d 4s +1、+2 Cu2O（+1）、CuSO4（+2）
2.规律特征：
①前半周期（Sc-Cr）最高正价等于族序数（ⅢB-ⅥB），如Cr（ⅥB）最高+6价。
②Ⅷ族元素最高正价低于族序数（如Fe最高+6，低于Ⅷ）。
③ds区（Cu、Zn）变价较少，Zn因3d10全满结构仅稳定+2价。
2.第五、六周期过渡元素
①Mo（4d55s1）：+6价稳定（如MoO3），低价态易被氧化。
②W（5d46s2）：+6价为特征价（如WO3），因镧系收缩导致其高价态稳定性强于Mo。
③Pt（5d96s1）：+2（如PtCl2）和+4（如PtCl4）常见，顺铂[Pt(NH3)2Cl2]为+2价抗肿瘤药物。
④Hg（5d106s2）：+1价以Hg22+二聚体存在（如Hg2Cl2），+2价更稳定（如HgCl2）。
三、影响变价稳定性的关键因素
1.电子构型稳定性：
①半满（d5）、全满（d10）构型的离子更稳定，如Mn2+（3d5）、Cu+（3d10）。
②空轨道稳定高价态，如Ti4+（3d0）、V5+（3d0）。
2.化学环境效应：
①介质酸碱性：CrO42-（碱性）与Cr2O72-（酸性）的互变；MnO4-在酸性中显强氧化性（→Mn2+），碱性中氧化性减弱（→MnO2）。
②配体性质：强场配体（CN 、CO）易稳定低氧化态（如[Fe(CN)6]4-中Fe2+）；强吸电子配体（F-、O2-）稳定高氧化态（如OsO4中Os8+）。
3.热力学因素：
①高价态化合物的生成焓（ΔfH）需足够负，如CrO3的ΔfH=-589kJ/mol，使其易稳定存在。
②歧化反应趋势：Cu+在水溶液中歧化（2Cu+→Cu2++Cu），因Cu2+水合能（-2100kJ/mol）远大于Cu+。
竞赛技巧3 元素周期律在无机合成中的应用
一、指导新材料的定向合成
1.基于周期表分区的功能材料设计
①s区与p区结合：利用ⅠA族强还原性与ⅦA族强氧化性，合成高稳定性卤化物（如NaCl），通过晶格能规律（同主族从上到下减小）优化合成条件（如CsCl需高温高压）。
②d区过渡元素催化材料：根据Ⅷ族元素（Fe、Co、Ni）的可变氧化态特性，合成氨工业中选择Fe作为催化剂（Fe2+/Fe3+redox对促进N2活化）；利用Pd（Ⅷ族）的4d轨道特性制备汽车尾气催化剂（Pd2+/Pd4+循环氧化CO和NO）。
③f区稀土功能材料：基于镧系元素4f轨道的电子跃迁特性，合成发光材料（如Eu 掺杂的Y O 红色荧光粉），利用镧系收缩导致的离子半径渐变，调控荧光波长（从La 到Lu 发射峰蓝移）。
2.对角线规则的实践应用
①Li与Mg的相似性：借鉴MgH2的合成方法，通过Li与H2在高温高压下反应制备LiH（而非直接加热，因Li金属性强于Mg，需控制反应活性）。
②Be与Al的两性特征：仿照Al2(SO4)3合成BeSO4，利用两者氢氧化物均溶于强碱的特性，通过碱性溶液沉淀法纯化产物。
二、优化化合物制备路径
1.依据氧化态稳定性选择合成策略
①高价态化合物合成：对于ⅥB族Cr的+6价化合物（如K2Cr2O7），利用Cr在碱性条件下易被强氧化剂（如KClO3）氧化的特性，在KOH介质中反应：Cr2O3+KClO3+4KOH=2K2CrO4+KCl+2H2O（通过Cr的族序数最高正价+6预测产物）。
②低价态化合物保护：对于Cu+的不稳定特性，合成CuCl时需加入过量Cu粉抑制歧化（2Cu+=Cu2++Cu），利用Cu+的3d10全满构型在固态稳定的规律，采用干法合成（Cu+CuCl2高温共熔）。
2.利用氢化物稳定性规律设计合成
①非金属性越强，氢化物越稳定：ⅦA族中HF（最稳定）可通过CaF2与浓H2SO4反应制备（温和条件），而HI需用非氧化性酸（H3PO4）与KI反应，避免H+氧化I-（因I-还原性强于Cl-）。
②金属氢化物合成：ⅠA族（如NaH）可直接由单质化合（2Na+H2△→2NaH），而ⅡA族的CaH2需更高温度，因Ca2+电荷更高，晶格能更大需更多能量克服。
三、解决相似元素的分离提纯难题
1.镧系收缩效应的分离应用
①稀土元素（La-Lu）因原子半径差异微小（仅～18pm），利用其氢氧化物溶解度随原子序数增大而减小的规律（镧系收缩导致碱性减弱），通过分步沉淀法分离：在混合稀土溶液中逐渐加碱，先析出Lu(OH)3，最后得到La(OH)3。
②锆铪分离：基于Hf4+离子半径（78pm）略小于Zr4+（80pm），在强酸性条件下，Hf4+与TBP（磷酸三丁酯）的络合能力更强，通过溶剂萃取实现分离（利用镧系收缩的“顺延效应”）。
2.对角线规则辅助分离
B与Si的分离：利用B(OH)3（酸性）与Si(OH)4（两性偏酸）的酸碱性差异，在弱碱性溶液中B(OH)3转化为BO2-进入溶液，而Si(OH)4沉淀，实现硼硅分离（基于B-Si对角线相似性中的细微差异）。
四、预测反应可行性与条件优化
1.金属活动性顺序指导置换反应
依据同周期金属性递减规律：Zn（左）可置换CuSO4溶液中的Cu2+，而Cu不能置换ZnSO4；同主族从上到下金属性增强：Mg不能还原NaOH中的Na+，但Ca可在高温下还原NaOH生成Na（因Ca金属性强于Na）。
2.非金属性递变优化氧化反应
ⅤA族中，N2因强键能（946kJ/mol）难以直接氧化，而P4易被O2氧化生成P2O5；利用Cl2（ⅦA）非金属性强于S（ⅥA），用Cl2氧化H2S制备S单质，避免S被进一步氧化。
3.电负性差异调控键型与反应
①电负性差（Δχ）>1.7倾向形成离子键：合成AlF3（Δχ=2.5）采用熔融态电解，而AlCl3（Δχ=1.5，共价性）通过Al与Cl2直接化合（无需高温熔融）。
②对角线元素Δχ相近：Li与Mg的氯化物（LiCl、MgCl2）均易水解，合成时需在HCl气流中加热脱水，避免生成氧化物。
竞赛技巧4 元素周期表中的有关规律及其应用
1.原子序数规律
（1）同主族、邻周期元素的原子序数差：①元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目；
②元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：
同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
（2）同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1,11,25。
2.元素化合价规律
（1）主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数),但要注意F无正价,O一般不显正价。
（2）只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。
（3）若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为奇数,从+1价到+m价,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。
（4）若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列偶数,例如。
3.微粒半径大小比较的一般规律
（1）同周期(除0族外)，随原子序数的递增,原子半径由大到小，如Na>Mg>Al；
（2）同主族，随原子序数的递增,原子半径、离子半径由小到大，如Li（3）具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大,微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+（4）同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子,价态越高,微粒的半径越小，如H+4.元素种类判断规律
（1）周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。
（2）族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（族序数－2）的绝对值
5.对角线规律
金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。
6.相似规律：
（1）相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律；
（2）同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。
（3）对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近．
7.递变规律：
（1）同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（2）同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（3）三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。
8.“定性”规律：若主族元素族数为?m，周期数为n，则：
①＜1时为金属，值越小，金属性越强；
②＞1时是非金属，越大非金属性越强；
③＝1时多为两性元素
竞赛技巧1 镧系、锕系收缩效应及其应用
1.镧系收缩的本质原因是（ ）
A. 4f 电子屏蔽效应强
B. 6s 电子填充导致原子半径增大
C. 4f 电子屏蔽效应弱，有效核电荷递增
D. 镧系元素的金属性递变
2.由于镧系收缩，下列各组元素性质最相似的是（ ）
A. Sc 与 Y B. Zr 与 Hf C. Mo 与 W D. Fe 与 Ru
竞赛技巧2 过渡元素变价规律及其应用
3.过渡金属多氧化态的根本原因是（ ）
A. s 轨道电子易失去
B. d 轨道电子电离能相近
C. p 轨道电子填充
D. f 轨道屏蔽效应弱
4.下列离子在酸性条件下最稳定的是（ ）
A. Mn3+ B. Fe3+ C. Co3+ D. Cr3+
竞赛技巧3 元素周期律在无机合成中的应用
5.下列化合物中，最适合通过元素周期律预测其半导体性质的是（ ）
A. NaCl B. GaAs C. Fe3O4 D. CaCO3
6.工业合成 KMnO 时，选择 KOH 而非 NaOH 作为熔剂的主要原因是（ ）
A. K 半径较大，晶格能更低
B. Na 易与 MnO 形成沉淀
C. K 的极化能力更强
D. KOH 熔点更高，适合高温反应
竞赛技巧4 元素周期表中的有关规律及其应用
7．（2023高一下·浙江台州·竞赛）1～18号元素中X元素的原子最外层只有1个电子，Y元素的原子的第三层有6个电子，Z元素的第二层上有6个电子，在化合物中只有Z元素的化合价为负，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是
A．X3YZ4 B．X3YZ3 C．X2YZ4 D．XYZ3
8．（2023高三·福建·竞赛）下面哪一组中的半径差别最大
A．Na和Cl B．Na+和Cl- C．Na+和S2= D．S2=和Cl-
1．（24-25高一下·安徽阜阳·期末）、、是天然绿色宝石的主要成分。下列说法正确的是
A．Be与冷水剧烈反应 B．氧化铝是碱性氧化物
C．的酸性强于 D．离子半径：
2．（24-25高一下·江苏常州·期中）下列事实不能用元素周期律解释的是
A．与在暗处剧烈化合，与在加热条件下缓慢后应
B．可以通过反应制备金属K
C．向NaBr溶液中通入生成
D．不能与NaOH溶液反应而可以
3．（24-25高一下·陕西渭南·期中）根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是
选项 事实 推测
A Mg与冷水较难反应，Ca与冷水较易反应 Be（铍）与冷水更难反应
B HF是弱酸，HBr是强酸 HI是强酸
C 、均为强碱 是弱碱
D Si与高温时反应，S与加热时反应 P与在高温时能反应
4．（24-25高一下·重庆·期中）结合元素周期律，下列性质比较的结果正确的是
A．卤化银固体中颜色最深的是
B．氮族元素的简单气态氢化物中沸点最低的是
C．氧族非金属元素的简单阴离子中还原性最强的是
D．第三周期元素最高价氧化物的水化物中碱性最强的是
5．（24-25高一下·上海黄浦·期中）要比较钠和铝元素的金属性，下列实验方案不可行的是
A．根据两种元素的单质与水反应的剧烈程度 B．比较两种元素氢氧化物的碱性强弱
C．利用单质钠从铝盐溶液中置换出铝 D．观察氢氧化钠与氯化铝溶液的反应
6．（24-25高一下·安徽芜湖·期中）运用元素周期律分析下面推断，正确的是
A．可以从盐酸中置换出 B．卤化氢的稳定性随核电荷数的增加而增强
C．氢氧化铍[]的碱性比氢氧化镁强 D．碱金属的还原性随核电荷数的增加而增强
7．（21-22高一下·重庆沙坪坝·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硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体
②硒化氢(H2Se)是无色，有毒，比H2S稳定的气体
③锂(Li)在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
④卤素单质的熔点从F2到I2逐渐升高，碱金属单质的熔点从Li到Cs也逐渐升高
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)为有色固体，HAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀酸
A．3个 B．4个 C．5个 D．6个
8．（24-25高一下·广东·期中）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表所示，下列叙述正确的是
元素代号 X Y Z W Q
原子半径/pm 130 118 75 73 102
主要化合价 +2 +3 +5、-3 -2 +6、-2
A．简单离子半径：X＜Y
B．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成
C．W的简单氢化物比Q的更稳定，是因为W的简单氢化物中含有氢键
D．最高价氧化物对应的水化物的碱性：X＞Y
9．（23-24高一上·北京延庆·期末）下列有关性质的比较不能用元素周期律解释的是
A．金属性： B．碱性：
C．酸性： D．热稳定性：
10．（23-24高一上·浙江杭州·期末）下列说法正确的是
A．多电子原子中，离原子核由近到远，电子的能量由高到低
B．汤姆孙原子模型提出原子的中心有个带正电荷的核
C．的酸性强于，所以非金属性：硫>氯
D．元素周期表中副族共有8个
11．（24-25高二上·宁夏石嘴山·月考）已知、、、、是元素周期表前四周期中原子序数依次增大的常见元素，相关信息如下表：
元素 相关信息
X 元素原子的核外电子数比电子数少
Y 地壳中含量最多的元素
Z 第一至第四电离能是：I1=578kJ/mol，I2=1817kJ/mol，I3=2745kJ/mol，I4=11575kJ/mol
W 前四周期中电负性最小的元素
R 在周期表的第十一列
下列说法错误的是
A．和可以组成多种二元化合物，其中显价的物质常见有两种
B．与元素成“对角线规则”的元素的最高价氧化物的水化物具有两性，该两性物质与强碱反应的离子方程式为：
C．、、元素均位于元素周期表的区，元素位于元素周期表的区
D．元素最外层电子数比更少
12．（23-24高一上·北京西城·期末）氯化溴(BrCl)和、具有相似的性质，下列有关氯化溴性质的判断不正确的是
A．氧化性比弱
B．中的溴元素显+1价
C．能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝
D．常温下可与溶液反应生成和
13．（24-25高一上·吉林长春·期末）R、X、Y、Z是四种原子序数依次增大的短周期元素，甲、乙、丙、丁是由上述四种元素中的两种或三种元素组成的化合物。已知甲分子和乙、丙的阴离子都含18个电子，且甲有臭鸡蛋气味。丁的阴、阳离子都含10个电子，且丁中含离子键和共价键。它们之间有如图转化关系：
下列说法错误的是
A．R、X和Z组成的三元分子不一定是共价化合物
B．Z的氧化物对应水化物不一定是强酸
C．R和X组成的化合物的沸点一定高于 R和Z 组成的化合物的沸点
D．Y是所在周期中原子半径最大的主族元素
14．（24-25高一上·河北廊坊·期末）元素周期表和元素周期律的出现为化学的发展带来巨大的优势，使我们在认识各元素的结构和性质时有一定的系统性和规律性。下列关于元素周期表和元素周期律的叙述正确的是
A．第三周期金属元素简单离子半径从左到右依次减小
B．同一主族元素的含氧酸由上到下酸性依次减弱
C．同主族非金属元素核电荷数小的单质可以在水溶液中置换出核电荷数大的单质
D．非金属性强的元素其简单气态氢化物的水溶液酸性一定强
15．（23-24高一上·陕西西安·期末）如图为元素周期表的一部分，回答问题：
（1）H2O2是一种绿色氧化剂，该物质含有的化学键类型为 (填字母)。
A．离子键 B．极性共价键 C．非极性共价键
（2）C、N、O、F四种元素的原子半径由大到小的顺序是 。
（3）PH3、H2S、HCl三种化合物的稳定性由强到弱的顺序是 。
（4）硒(Se)具有抗氧化、增强人体抵抗力的功效。Se在元素周期表中的位置是 ，原子序数为 。
（5）探究主族元素X、Y、Z的金属性递变规律
实验内容 实验现象
i．各取1.0g形状相同的金属X和金属Z，分加入到5mL水中 金属X与水反应比金属Z剧烈
ii．各取1.0g形状相同的金属Z和金属Y，分别加入5mL1.0mol/L盐酸中 金属Z与盐酸反应比金属Y剧烈
若X、Y、Z三种元素分别对应上图周期表中元素，则X的化学符号为 。可以推出元素的金属性同一周期由左到右，逐渐 ，同一主族从上到下，逐渐 。
（6）用一个离子方程式证明非金属性Cl>I： 。
1．（2012高二·广东·竞赛）下列碱金属元素氧化物的水化物碱性强弱排列顺序正确的是
A．RbOHC．RbOH2．（2016高二·广东·竞赛）硒被誉为人体微量元素中的“抗癌之王”。下列有关硒的叙述中，错误的是
A．其原子序数为24 B．其氢化物的化学式为H2Se
C．其非金属性比溴弱 D．其最高价氧化物的化学式为SeO3
3．（2018高二·广东·竞赛）根据元素周期表和元素周期律，判断下列叙述正确的是
A．气态氢化物的稳定性：NH3>H2O>SiH4
B．第118号元素在周期表中位于第七周期0族
C．由氢化物的酸性强弱可判断元素的非金属性顺序为：Cl>C>Si
D．氢元素不能与其他元素形成离子化合物
4．（2023高三·福建·竞赛）在常温下，卤素单质与溶液作用产物正确的是
A．生成、 B．生成、
C．生成、 D．生成、
5．（2019高一下·河南鹤壁·竞赛）下列各项比较错误的是（ ）
A．微粒半径：r(Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)
B．酸性强弱：HClO4＞H2SO4＞H2CO3
C．稳定性：HF＞H2O＞H2S
D．碱性强弱：Mg(OH)2＞Ca(OH)2＞Ba(OH)2
6．（2021高一·云南玉溪·竞赛）下列物质的性质比较，正确的是
A．酸性：H2SO4>HClO4>HBrO4 B．碱性：NaOH>KOH>RbOH
C．非金属性：P>S>Cl D．气态氢化物稳定性：HF>HCl>H2S
7．（2017高二·广东·竞赛）VCD光盘的记录材料有很多种，它们都可在激光照射下发生化学或记忆性能的改变而记录、储存信号。碲(Te)的某种化合物就是常用的VCD光盘记录材料之一。对碲元素及其化合物的以下认识中，不正确的是
A．Te元素位于第六周期VIA族 B．单质碲在常温下是固体
C．H2Te的稳定性比HI差 D．H2TeO4的酸性比H2SO4的弱
8．（2014高二·广东·竞赛）砒霜中毒事件时有发生，砒霜的主要成分是三氧化二砷(As2O3)，医生通常给砒霜中毒患者服用一定剂量的氧化剂解毒。下列有关叙述中，正确的是
A．砷元素在化合物中的常见价态有+3、+5、+7
B．砷酸(H3AsO4)的酸性强于磷酸
C．砷化氢(AsH3)比NH3稳定
D．砷的+3价化合物的毒性强于+5价化合物
9．（2009高二·安徽·竞赛）[BH4]-、[AlH4]-和[GaH4]-还原能力的顺序是
A．[BH4]->[AlH4]->[GaH4] B．[BH4]-<[AlH4]-<[GaH4]
C．[BH4]-<[AlH4]->[GaH4] D．[BH4]->[AlH4]-<[GaH4]
10．（2011高二·广西·竞赛）2010年12月2日，《纽约时报》公开报道，在美国莫纳湖内发现了某些微生物体内的磷原子被砷原子置换，形成“砷基生命”。砷能替代磷在生物体内的作用，最有可能的原因是
A．磷和砷有相近的原子半径
B．磷和砷接受电子的能力相近
C．磷和砷失去一个电子所需的能量相近
D．磷和砷是同族且在周期表中处于相邻的元素
11．（2010高二·安徽·竞赛）有A、B两种短周期元素，原子半径是：r(A)A．若B(OH)m是强碱，则A(OH)m一定为强碱
B．若HnAOm是强酸，则B的最高价氧化物对应的水化物一定为强酸
C．若B是金属，则A可能是非金属，若B是非金属，则A一定是非金属
D．常温下，若B元素的氢化物是气体，则A元素的氢化物一定是气体
12．（2009高二·上海·竞赛）在短周期元素中，能形成中学化学学习中常见的A2B2型化合物的两种元素，它们的原子的核电荷数之差不可能是下列的
A．3 B．4 C．5 D．7
13．（2023高一·广西·竞赛）镓与铝同族，主要分散在铝矿中，在用碱处理铝土矿时可以得到AlO、GaO。之后，通入CO2可得到Al(OH)3沉淀，而GaO仍留在母液中。母液经过多次循环，含镓量增加到一定程度后，可成为提炼镓的原料。据此分析，下列说法错误的是
A．Ga(OH)3也是两性氧化物，能与NaOH反应
B．酸性：Ga(OH)3C．造成Ga(OH)3和Al(OH)3酸性强弱的原因是因为第四周期过渡元素的存在导致Ga3+的半径比Al3+增加的不多，而核电荷却增加了18
D．往GaCl3溶液中逐渐滴加氨水，可看到沉淀的生成
14．（2023高二·贵州遵义·竞赛）原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是原子半径最小的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的3倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对电子，W的原子序数为29，下列说法正确的是
A．X2Y分子中Y原子轨道的杂化类型为sp2
B．1molX2Y2含键的数目为2
C．化合物ZX3的沸点比X2Y低
D．原子半径大小顺序为Y>Z>X
15．（2023高一下·浙江温州·竞赛）五种短周期元素在周期表中的位置如图所示。已知：W元素原子的最外层电子数是次外层的2倍，下列说法正确的是
W X
M Y Z
A．5种元素最高价氧化物的水化物都是酸
B．中所含化学键类型相同，熔点都很高
C．M元素与氢元素可能形成
D．只有一种X的氢化物与Y的氧化物发生反应生成强酸
16．（2020高一·浙江温州·竞赛）短周期主族元素的原子序数依次增大，四种元素形成的某种化合物(如图所示)是一种优良的防龋齿剂。下列说法错误的是
A．的简单离子半径：
B．形成的化合物水溶液呈碱性
C．简单氢化物的沸点
D．形成的化合物中可能既含离子键又含共价键
17．（2010高二·安徽·竞赛）短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，下列说法正确的是
A．X、Y、Z三种元素中，X的非金属性最强
B．Y的氢化物的稳定性比Z的氢化物的稳定性弱
C．Y的最高正化合价为+6
D．X的单质的熔点比Z的单质的熔点低
18．（2010高二·安徽·竞赛）X、Y、Z为周期表前四周期中的常见元素。X的单质是人体呼吸及新陈代谢中必不少的气体。Y的单质也为气体，易溶于水，溶液呈浅黄绿色。Z的基态原子外围电子排布为3d64s2。
（1）将Z2X3与ZY3按等物质的量放在密闭管中加热使其恰好完全反应，只生成一种产物A，其物质的量是反应物的1.5倍。A为菱形片晶，具有金属光泽。此化学反应方程式为 。
（2）A不溶于冷水，但在沸水中缓慢水解，生成黄棕色沉淀B，溶液呈酸性，且无气泡产生。取水解后的上层清液，滴入硝酸银溶液，生成白色沉淀，说明Y在A中与 是直接相连的，所以水解时Y进入水中。B的化学式为 。
（3）将A溶于稀盐酸中，滴入硫氰化铵溶液，星红色，说明A中的Z的氧化数为，A的命名应为 。
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第二节 元素周期律
内容概览
01 竞赛技巧总结 核心策略精讲，高效解题通法提炼
02 技巧针对训练 专项能力突破，弱点题型强化攻坚
03 综合培优精练 高阶思维拓展，综合问题融合演练
04 竞赛真题精练 实战命题解密，赛场节奏模拟特训
竞赛技巧1 镧系、锕系收缩效应及其应用
一、镧系收缩（Lanthanide Contraction）
1.核心定义：镧系元素（57La-71Lu）随原子序数增加，原子半径和离子半径发生缓慢而有规律的减小，总收缩幅度约14 pm（原子半径）和 18 pm（Ln3+离子半径）。
2.成因机制:
①4f 电子屏蔽效应弱：4f 轨道弥散，对核电荷的屏蔽作用（~0.98）弱于 s、p 轨道（~1.00），导致有效核电荷（Z*）随原子序数增加显著增大。
②填充规律：电子依次填入 4f 轨道，外层 6s 电子受核吸引力增强，半径持续收缩。
3.关键影响
①元素分离困难：Zr 与 Hf、Nb 与 Ta、Mo 与 W 的原子半径差 < 5 pm，化学性质极相似，需通过溶剂萃取（如 HfCl 与 TBP 络合）或离子交换分离。
②第三过渡系性质偏移：Hf 的金属性弱于 Zr，W 的熔点（3422℃）高于 Mo（2623℃），因收缩导致原子间结合力增强。
③镧系内部差异：Eu（4f 6s ）和 Yb（4f 6s ）因半满 / 全满结构，原子半径突增，形成 “双峰效应”。
二、锕系收缩（Actinide Contraction）
1.定义特征:锕系元素（89Ac-103Lr）的原子半径和离子半径随序数增加逐渐减小，总收缩幅度（~20 pm）大于镧系，且前期收缩更显著。
2.成因特殊性
①5f 轨道更弥散：5f 电子屏蔽效应（~0.95）弱于 4f 电子，Z * 增长更快，导致 An 离子半径从 Ac （111 pm）降至 Lr （98 pm）。
②多重氧化态影响：锕系元素易形成 + 3、+4、+5、+6 氧化态，高氧化态离子（如 UO ）收缩更明显。
3.主要影响
①后续元素化学性质：第 7 周期元素（如 Rf、Db）的原子半径与第 6 周期同族元素接近，延续镧系收缩的 “顺延效应”。
②锕系分离工艺：利用 Np (Ⅳ)、Pu (Ⅳ)、U (Ⅵ) 的离子半径差异，通过 TBP 萃取分离核燃料元素。
③放射性特性关联：重锕系元素（如 Am、Cm）的收缩导致其配位化合物稳定性增强，影响核废料处理。
三、两者对比与周期律意义
1.对比
对比维度 镧系收缩 锕系收缩
涉及元素 57-71号（15种） 89-103号（15种）
收缩幅度 较小（原子半径差～14 pm） 较大（原子半径差～20 pm）
轨道参与 4f 轨道主导 5f轨道主导，部分5d参与
氧化态影响 以+3 为主，影响较小 多氧化态，高氧化态收缩更显著
实际应用 稀土分离、合金材料 核燃料分离、放射性废物处理
2.周期律意义：两者共同构成内过渡元素收缩效应，解释了长周期表中同族元素性质递变的 “反常性”，维持了周期律的整体规律性。镧系收缩使第 6 周期过渡金属与第 5 周期同族元素性质相似，而锕系收缩为超重元素化学性质预测提供了理论依据。
竞赛技巧2 过渡元素变价规律及其应用
一、变价成因与电子结构基础
过渡元素（d区+ds区）的价电子构型为(n-1)d1-10ns1-2，其变价特性源于以下核心因素：
①轨道能量相近：(n-1)d与ns轨道能量差小（如第四周期过渡元素约1-2eV），电子易通过得失形成不同价态。例如Mn的价电子构型3d 4s ，可失去2个（4s2）、3个（4s2+1个3d）直至7个电子形成+2至+7价。
②屏蔽效应较弱：d电子对核电荷的屏蔽作用（~0.35）弱于s/p电子，随原子序数增加，有效核电荷（Z*）增大，使高价态电离能增幅小于主族元素，如Cr的I6（失去6个电子的电离能）仍处于可实现范围。
③配位稳定化作用：高价态离子可通过与氧、氟等强电负性配体形成共价键或配位键稳定存在，如MnO4-中Mn7+通过配位氧原子的电子反馈得以稳定。
二、典型过渡元素变价实例
1.第四周期过渡元素（Sc-Zn）
元素 价电子构型 常见价态 特征化合物示例
Ti 3d 4s +2、+3、+4 TiO（+2）、TiCl3（+3）、TiO2（+4）
V 3d 4s +2、+3、+4、+5 VSO4（+2）、V2O5（+5）
Cr 3d 4s +2、+3、+6 CrO（+2）、Cr2O3（+3）、K2Cr2O7（+6）
Mn 3d 4s +2、+3、+4、+6、+7 MnCl2（+2）、MnO2（+4）、K2MnO4（+6）、KMnO4（+7）
Fe 3d 4s +2、+3、+6 FeO（+2）、FeCl3（+3）、K2FeO4（+6）
Cu 3d 4s +1、+2 Cu2O（+1）、CuSO4（+2）
2.规律特征：
①前半周期（Sc-Cr）最高正价等于族序数（ⅢB-ⅥB），如Cr（ⅥB）最高+6价。
②Ⅷ族元素最高正价低于族序数（如Fe最高+6，低于Ⅷ）。
③ds区（Cu、Zn）变价较少，Zn因3d10全满结构仅稳定+2价。
2.第五、六周期过渡元素
①Mo（4d55s1）：+6价稳定（如MoO3），低价态易被氧化。
②W（5d46s2）：+6价为特征价（如WO3），因镧系收缩导致其高价态稳定性强于Mo。
③Pt（5d96s1）：+2（如PtCl2）和+4（如PtCl4）常见，顺铂[Pt(NH3)2Cl2]为+2价抗肿瘤药物。
④Hg（5d106s2）：+1价以Hg22+二聚体存在（如Hg2Cl2），+2价更稳定（如HgCl2）。
三、影响变价稳定性的关键因素
1.电子构型稳定性：
①半满（d5）、全满（d10）构型的离子更稳定，如Mn2+（3d5）、Cu+（3d10）。
②空轨道稳定高价态，如Ti4+（3d0）、V5+（3d0）。
2.化学环境效应：
①介质酸碱性：CrO42-（碱性）与Cr2O72-（酸性）的互变；MnO4-在酸性中显强氧化性（→Mn2+），碱性中氧化性减弱（→MnO2）。
②配体性质：强场配体（CN 、CO）易稳定低氧化态（如[Fe(CN)6]4-中Fe2+）；强吸电子配体（F-、O2-）稳定高氧化态（如OsO4中Os8+）。
3.热力学因素：
①高价态化合物的生成焓（ΔfH）需足够负，如CrO3的ΔfH=-589kJ/mol，使其易稳定存在。
②歧化反应趋势：Cu+在水溶液中歧化（2Cu+→Cu2++Cu），因Cu2+水合能（-2100kJ/mol）远大于Cu+。
竞赛技巧3 元素周期律在无机合成中的应用
一、指导新材料的定向合成
1.基于周期表分区的功能材料设计
①s区与p区结合：利用ⅠA族强还原性与ⅦA族强氧化性，合成高稳定性卤化物（如NaCl），通过晶格能规律（同主族从上到下减小）优化合成条件（如CsCl需高温高压）。
②d区过渡元素催化材料：根据Ⅷ族元素（Fe、Co、Ni）的可变氧化态特性，合成氨工业中选择Fe作为催化剂（Fe2+/Fe3+redox对促进N2活化）；利用Pd（Ⅷ族）的4d轨道特性制备汽车尾气催化剂（Pd2+/Pd4+循环氧化CO和NO）。
③f区稀土功能材料：基于镧系元素4f轨道的电子跃迁特性，合成发光材料（如Eu 掺杂的Y O 红色荧光粉），利用镧系收缩导致的离子半径渐变，调控荧光波长（从La 到Lu 发射峰蓝移）。
2.对角线规则的实践应用
①Li与Mg的相似性：借鉴MgH2的合成方法，通过Li与H2在高温高压下反应制备LiH（而非直接加热，因Li金属性强于Mg，需控制反应活性）。
②Be与Al的两性特征：仿照Al2(SO4)3合成BeSO4，利用两者氢氧化物均溶于强碱的特性，通过碱性溶液沉淀法纯化产物。
二、优化化合物制备路径
1.依据氧化态稳定性选择合成策略
①高价态化合物合成：对于ⅥB族Cr的+6价化合物（如K2Cr2O7），利用Cr在碱性条件下易被强氧化剂（如KClO3）氧化的特性，在KOH介质中反应：Cr2O3+KClO3+4KOH=2K2CrO4+KCl+2H2O（通过Cr的族序数最高正价+6预测产物）。
②低价态化合物保护：对于Cu+的不稳定特性，合成CuCl时需加入过量Cu粉抑制歧化（2Cu+=Cu2++Cu），利用Cu+的3d10全满构型在固态稳定的规律，采用干法合成（Cu+CuCl2高温共熔）。
2.利用氢化物稳定性规律设计合成
①非金属性越强，氢化物越稳定：ⅦA族中HF（最稳定）可通过CaF2与浓H2SO4反应制备（温和条件），而HI需用非氧化性酸（H3PO4）与KI反应，避免H+氧化I-（因I-还原性强于Cl-）。
②金属氢化物合成：ⅠA族（如NaH）可直接由单质化合（2Na+H2△→2NaH），而ⅡA族的CaH2需更高温度，因Ca2+电荷更高，晶格能更大需更多能量克服。
三、解决相似元素的分离提纯难题
1.镧系收缩效应的分离应用
①稀土元素（La-Lu）因原子半径差异微小（仅～18pm），利用其氢氧化物溶解度随原子序数增大而减小的规律（镧系收缩导致碱性减弱），通过分步沉淀法分离：在混合稀土溶液中逐渐加碱，先析出Lu(OH)3，最后得到La(OH)3。
②锆铪分离：基于Hf4+离子半径（78pm）略小于Zr4+（80pm），在强酸性条件下，Hf4+与TBP（磷酸三丁酯）的络合能力更强，通过溶剂萃取实现分离（利用镧系收缩的“顺延效应”）。
2.对角线规则辅助分离
B与Si的分离：利用B(OH)3（酸性）与Si(OH)4（两性偏酸）的酸碱性差异，在弱碱性溶液中B(OH)3转化为BO2-进入溶液，而Si(OH)4沉淀，实现硼硅分离（基于B-Si对角线相似性中的细微差异）。
四、预测反应可行性与条件优化
1.金属活动性顺序指导置换反应
依据同周期金属性递减规律：Zn（左）可置换CuSO4溶液中的Cu2+，而Cu不能置换ZnSO4；同主族从上到下金属性增强：Mg不能还原NaOH中的Na+，但Ca可在高温下还原NaOH生成Na（因Ca金属性强于Na）。
2.非金属性递变优化氧化反应
ⅤA族中，N2因强键能（946kJ/mol）难以直接氧化，而P4易被O2氧化生成P2O5；利用Cl2（ⅦA）非金属性强于S（ⅥA），用Cl2氧化H2S制备S单质，避免S被进一步氧化。
3.电负性差异调控键型与反应
①电负性差（Δχ）>1.7倾向形成离子键：合成AlF3（Δχ=2.5）采用熔融态电解，而AlCl3（Δχ=1.5，共价性）通过Al与Cl2直接化合（无需高温熔融）。
②对角线元素Δχ相近：Li与Mg的氯化物（LiCl、MgCl2）均易水解，合成时需在HCl气流中加热脱水，避免生成氧化物。
竞赛技巧4 元素周期表中的有关规律及其应用
1.原子序数规律
（1）同主族、邻周期元素的原子序数差：①元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目；
②元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：
同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
（2）同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1,11,25。
2.元素化合价规律
（1）主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数),但要注意F无正价,O一般不显正价。
（2）只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。
（3）若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为奇数,从+1价到+m价,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。
（4）若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列偶数,例如。
3.微粒半径大小比较的一般规律
（1）同周期(除0族外)，随原子序数的递增,原子半径由大到小，如Na>Mg>Al；
（2）同主族，随原子序数的递增,原子半径、离子半径由小到大，如Li（3）具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大,微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+（4）同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子,价态越高,微粒的半径越小，如H+4.元素种类判断规律
（1）周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。
（2）族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（族序数－2）的绝对值
5.对角线规律
金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。
6.相似规律：
（1）相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律；
（2）同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。
（3）对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近．
7.递变规律：
（1）同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（2）同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（3）三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。
8.“定性”规律：若主族元素族数为?m，周期数为n，则：
①＜1时为金属，值越小，金属性越强；
②＞1时是非金属，越大非金属性越强；
③＝1时多为两性元素
竞赛技巧1 镧系、锕系收缩效应及其应用
1.镧系收缩的本质原因是（ ）
A. 4f 电子屏蔽效应强
B. 6s 电子填充导致原子半径增大
C. 4f 电子屏蔽效应弱，有效核电荷递增
D. 镧系元素的金属性递变
【答案】 C
【解析】A.镧系元素从 La 到 Lu，新增电子填入 4f 轨道，但 4f 电子对核电荷的屏蔽作用较弱（屏蔽常数仅 0.35），导致有效核电荷（Z*）逐渐增大，原子半径和离子半径持续减小，A 错误；B.因 4f 屏蔽效应弱；B 错误；C.4f 电子屏蔽效应弱，4f 轨道弥散，对核电荷的屏蔽作用（~0.98）弱于 s、p 轨道（~1.00），导致有效核电荷（Z*）随原子序数增加显著增大，C正确：6s电子填充不影响收缩趋势，D 为结果而非原因，不合题意。答案选C。
2.由于镧系收缩，下列各组元素性质最相似的是（ ）
A. Sc 与 Y B. Zr 与 Hf C. Mo 与 W D. Fe 与 Ru
【答案】B
【解析】镧系收缩使第六周期 ⅢB 族后的元素（如 Hf）原子半径与第五周期同族元素（Zr）几乎相等，导致化学性质高度相似，分离困难。A 组 Sc 与 Y 因离子半径相近归为稀土元素，但非镧系收缩直接导致；C 组 Mo 与 W 因 d 区收缩相似性较弱；D 组 Fe 与 Ru 属 Ⅷ 族，性质差异较大。答案选B。
竞赛技巧2 过渡元素变价规律及其应用
3.过渡金属多氧化态的根本原因是（ ）
A. s 轨道电子易失去
B. d 轨道电子电离能相近
C. p 轨道电子填充
D. f 轨道屏蔽效应弱
【答案】B
【解析】A.s 轨道电子仅决定最低氧化态，A错误；B.过渡金属的 (n-1) d 轨道电子电离能相近（如 Fe 的 3d64s2，失去 2 个 4s 电子后，3d 电子可逐步失去形成 + 3、+6 等价态），导致多种氧化态并存，B正确；C.错误p 轨道不参与过渡金属变价，C 错误；D为镧系、锕系收缩原因，与过渡金属变价无关，D错误，答案选B。
4.下列离子在酸性条件下最稳定的是（ ）
A. Mn3+ B. Fe3+ C. Co3+ D. Cr3+
【答案】D
【解析】Cr3+的 3d3电子构型满足半充满稳定态（t2g3），且 Cr3+在酸性溶液中不易歧化。A 中 Mn3+易发生歧化（2Mn3+ + 2H2O =Mn2++ MnO2+ 4H+）；B 中 Fe3+虽稳定，但氧化性较强；C 中 Co3+在酸性条件下氧化性极强（如 Co2O3+6HCl=2CoCl2+Cl2+ 3H2O），易被还原,答案选D。
竞赛技巧3 元素周期律在无机合成中的应用
5.下列化合物中，最适合通过元素周期律预测其半导体性质的是（ ）
A. NaCl B. GaAs C. Fe3O4 D. CaCO3
【答案】B
【解析】Ga（ⅢA 族）与 As（ⅤA 族）在周期表中对称分布于 Si（ⅣA 族）两侧，形成的 GaAs 具有类似 Si 的电子结构（Ga3+与 As3-的电子组态接近Si4+），符合“对角线规则” 指导的半导体材料设计原则。A为离子晶体，C为金属氧化物，D为碳酸盐，均不具备半导体特性。答案选B。
6.工业合成 KMnO 时，选择 KOH 而非 NaOH 作为熔剂的主要原因是（ ）
A. K 半径较大，晶格能更低
B. Na 易与 MnO 形成沉淀
C. K 的极化能力更强
D. KOH 熔点更高，适合高温反应
【答案】A
【解析】A.根据周期律，K+半径（138 pm）大于 Na+（102 pm），与 MnO4-形成的 K2MnO4晶格能更低（U∝1/r），更易在熔融条件下解离为 MnO42-，促进后续歧化反应A正确；B.钠盐溶解度更高，B 错误；C.K+极化能力弱于 Na+ ，C错误；KOH熔点（360℃）低于 NaOH（318℃）,D 错误，答案选A。
竞赛技巧4 元素周期表中的有关规律及其应用
7．（2023高一下·浙江台州·竞赛）1～18号元素中X元素的原子最外层只有1个电子，Y元素的原子的第三层有6个电子，Z元素的第二层上有6个电子，在化合物中只有Z元素的化合价为负，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是
A．X3YZ4 B．X3YZ3 C．X2YZ4 D．XYZ3
【答案】C
【解析】X元素的原子最外层只有1个电子，那么X是+1价；Y元素的原子的第三层有6个电子，Z元素的第二层也有6个电子，那么Y是硫元素，Z是氧元素；硫元素与氧元素能形成硫酸根和亚硫酸根，而它们的化合价都是-2价，因此由这三种元素组成的化合物的化学式可能是X2YZ4或X2YZ3。故选：C。
8．（2023高三·福建·竞赛）下面哪一组中的半径差别最大
A．Na和Cl B．Na+和Cl- C．Na+和S2= D．S2=和Cl-
【答案】A
【分析】明确半径比较规律：原子半径：同周期元素从左到右原子半径逐渐减小（核电荷数增大，吸引电子能力增强）；离子半径：电子层数越多，半径越大（如 3 个电子层的离子半径 > 2 个电子层的离子半径）;电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小（核电荷数对电子的吸引力更强）。
【解析】A.Na位于第三周期ⅠA族，原子半径约186pm；Cl位于第三周期ⅦA族，原子半径约99pm，差值：186pm-99pm=87pm；B.Na+失去最外层电子，电子层为2层（电子构型2,8），半径约102pm；Cl-得到电子，电子层为3层（电子构型2,8,8），半径约181pm，差值：181pm-102pm=79pm；C.Na+半径约102pm；S2-得到2个电子，电子层为3层（电子构型2,8,8），核电荷数（16）小于Cl-，半径约184pm，差值：184pm-102pm=82pm；D.二者电子层结构相同（均为3层，电子构型2,8,8），S2-核电荷数（16）小于Cl-（17），故S2-半径（184pm）略大于Cl （181pm），差值：184pm-181pm=3pm。各组半径差值排序为：A（87pm）>C（82pm）>B（79pm）>D（3pm）,答案：A。
1．（24-25高一下·安徽阜阳·期末）、、是天然绿色宝石的主要成分。下列说法正确的是
A．Be与冷水剧烈反应 B．氧化铝是碱性氧化物
C．的酸性强于 D．离子半径：
【答案】C
【解析】A．铍和铝处于周期表对角位置，二者性质类似，铍的表面有氧化膜，常温下与冷水不反应，A错误；B．氧化铝是两性氧化物，既能与酸又能与强碱反应，B错误；C．同周期从左往右元素的非金属性增强，磷的非金属性强于硅，故H3PO4的酸性强于H2SiO3，C正确；D．O2-和F-电子层数相同，但O2-核电荷数更小，离子半径更大，故r(O2-) > r(F-)，D错误；故选C。
2．（24-25高一下·江苏常州·期中）下列事实不能用元素周期律解释的是
A．与在暗处剧烈化合，与在加热条件下缓慢后应
B．可以通过反应制备金属K
C．向NaBr溶液中通入生成
D．不能与NaOH溶液反应而可以
【答案】B
【解析】A．F的非金属性强于I，因此F2与H2反应更剧烈，可用元素周期律解释，A不符合题意；B．Na与熔融KCl反应生成K，是由于K的沸点低，高温下以气体形式逸出，促使反应进行，与金属活动性顺序无关，不能用元素周期律解释，B符合题意；C．Cl的非金属性强于Br，Cl2可置换Br2，可用元素周期律解释，C不符合题意；D．Al(OH)3能与NaOH反应而Mg(OH)2不能，说明Al的金属性弱于Mg，可用同周期金属性递变规律解释，D不符合题意；故选B。
3．（24-25高一下·陕西渭南·期中）根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是
选项 事实 推测
A Mg与冷水较难反应，Ca与冷水较易反应 Be（铍）与冷水更难反应
B HF是弱酸，HBr是强酸 HI是强酸
C 、均为强碱 是弱碱
D Si与高温时反应，S与加热时反应 P与在高温时能反应
【答案】C
【解析】A．Be位于Mg的上方，同主族金属活动性从上到下增强，因此Be与冷水反应比Mg更难，推测合理，A正确；B．VIIA族氢化物酸性从上到下增强，HBr为强酸，HI酸性更强，推测合理，B正确；C．ⅡA族金属的最高价氢氧化物碱性从上到下增强，Ca(OH)2和Ba(OH)2均为强碱，Sr位于二者之间，Sr(OH)2应为强碱，推测其为弱碱不合理，C错误；D．非金属性S＞P＞Si，S与H2加热反应，Si需高温，推测P需高温反应，符合非金属性递变规律，D正确；故选C。
4．（24-25高一下·重庆·期中）结合元素周期律，下列性质比较的结果正确的是
A．卤化银固体中颜色最深的是
B．氮族元素的简单气态氢化物中沸点最低的是
C．氧族非金属元素的简单阴离子中还原性最强的是
D．第三周期元素最高价氧化物的水化物中碱性最强的是
【答案】B
【解析】A．卤化银的颜色随卤素原子半径增大而加深，AgF为白色，AgCl为白色，AgBr淡黄色，AgI黄色，颜色最深的是AgI，A错误；B．氮族氢化物中，NH3因氢键沸点最高，PH3、AsH3、SbH3等随分子量增大沸点逐渐升高，但PH3分子量最小，范德华力最弱，沸点最低，B正确；C．同主族从上往下元素的非金属性减弱，氧族阴离子还原性顺序为：O2- < S2- < Se2-< Te2-，Te2-还原性最强，C错误；D．第三周期元素金属性Na＞Mg＞Al，最高价氧化物对应水化物碱性最强的是NaOH，K属于第四周期，KOH不符合题意，D错误；故选B。
5．（24-25高一下·上海黄浦·期中）要比较钠和铝元素的金属性，下列实验方案不可行的是
A．根据两种元素的单质与水反应的剧烈程度 B．比较两种元素氢氧化物的碱性强弱
C．利用单质钠从铝盐溶液中置换出铝 D．观察氢氧化钠与氯化铝溶液的反应
【答案】C
【解析】A．金属性强弱可通过单质与水反应的剧烈程度，金属性越强，与水反应越剧烈，A可行；B．金属元素的最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强，B可行；C．钠与铝盐溶液反应时，因钠会优先与水反应，无法从铝盐溶液中置换铝，不能比较金属性强弱，C不可行；D．氢氧化钠与氯化铝先反应生成氢氧化铝沉淀，后氢氧化铝溶于氢氧化钠溶液，通过氢氧化铝的两性间接比较金属性，D可行；故选C。
6．（24-25高一下·安徽芜湖·期中）运用元素周期律分析下面推断，正确的是
A．可以从盐酸中置换出 B．卤化氢的稳定性随核电荷数的增加而增强
C．氢氧化铍[]的碱性比氢氧化镁强 D．碱金属的还原性随核电荷数的增加而增强
【答案】D
【解析】A．氟气（F2）的氧化性虽强于Cl2，但F2与盐酸反应时优先与水剧烈反应生成HF和O2，而非直接置换Cl2，因此无法从盐酸中置换出Cl2，A错误；B．卤化氢的稳定性与非金属性相关，同主族中随核电荷数增加（从上到下），非金属性减弱，卤化氢的稳定性降低，B错误；C．元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，Be的金属性弱于Mg，则氢氧化铍的碱性弱于氢氧化镁，C错误；D．随核电荷数增加（从上到下），碱金属元素的原子半径增大，金属的还原性增强，D正确；答案选D。
7．（21-22高一下·重庆沙坪坝·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硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体
②硒化氢(H2Se)是无色，有毒，比H2S稳定的气体
③锂(Li)在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
④卤素单质的熔点从F2到I2逐渐升高，碱金属单质的熔点从Li到Cs也逐渐升高
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)为有色固体，HAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀酸
A．3个 B．4个 C．5个 D．6个
【答案】B
【解析】①第ⅡA元素硫酸盐的递规律，硫酸钡是难溶于水的白色固体，则硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体，①正确；②同一族元素的氢化物的物理性质具有相似性，且元素的非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，硒化氢(H2Se)是无色，有毒气体，非金属性：Se8．（24-25高一下·广东·期中）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表所示，下列叙述正确的是
元素代号 X Y Z W Q
原子半径/pm 130 118 75 73 102
主要化合价 +2 +3 +5、-3 -2 +6、-2
A．简单离子半径：X＜Y
B．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成
C．W的简单氢化物比Q的更稳定，是因为W的简单氢化物中含有氢键
D．最高价氧化物对应的水化物的碱性：X＞Y
【答案】D
【分析】短周期元素中，W和Q的化合价都有-2价，为ⅥA族元素，Q的最高价为+6价，W无正价，则Q为S元素，W为O元素；Z有+5、-3价，处于VA族，原子半径小于S，与O的半径相差不大，故Z为N元素；X、Y分别为+2、+3价，分别处于ⅡA族、ⅢA族，原子半径X＞Y＞S，故X为Mg、Y为Al，根据上述分析，X为Mg元素，Y为Al元素，Z为N元素，W为O元素，Q为S元素，据此作答。
【解析】A．X为Mg元素，Y为Al元素，形成的简单离子均为2、8结构，核电荷数越大，离子半径越小，即X>Y，故A错误；B．一定条件下，氮气与氧气反应生成NO，不能直接生成NO2，故B错误；C．非金属性越强气态氢化物越稳定，故气态氢化物的稳定性 H2O＞H2S，即H2W＞H2Q，稳定性与氢键无关，故C错误；D．X为Mg元素，Y为Al元素，Mg的金属性强于Al，故Mg的最高价氧化物对应的水化物的碱性强于Al的最高价氧化物对应的水化物的碱性，故D正确；故答案选D。
9．（23-24高一上·北京延庆·期末）下列有关性质的比较不能用元素周期律解释的是
A．金属性： B．碱性：
C．酸性： D．热稳定性：
【答案】C
【解析】A．同一周期从左向右金属性减弱，则金属性，可用元素周期律解释，A正确；B．同一周期从左向右金属性逐渐减弱，最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱，则碱性，可用元素周期律解释，B正确；C．高氯酸为强酸，HClO为弱酸，酸性，不能用元素周期律解释，C错误；D．同一主族从上到下非金属性逐渐减弱，氢化物的热稳定性逐渐减弱，则热稳定性，可用元素周期律解释，D正确；故选C。
10．（23-24高一上·浙江杭州·期末）下列说法正确的是
A．多电子原子中，离原子核由近到远，电子的能量由高到低
B．汤姆孙原子模型提出原子的中心有个带正电荷的核
C．的酸性强于，所以非金属性：硫>氯
D．元素周期表中副族共有8个
【答案】D
【解析】A．原子核外区域能量不同，距核由近到远，能量由低到高，即离原子核近的电子能量低，离原子核远的电子能量高，A错误；B．英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验提出原子核模型，在原子的中心有一个带正电荷的核，其质量几乎等于原子的全部质量，B错误；C．不是元素的最高价氧化物对应的水化物，所以不能根据和的酸性强弱判断、元素的非金属性强弱，C错误；D．元素周期表中共有8个副族，7个主族，D正确；故答案选D。
11．（24-25高二上·宁夏石嘴山·月考）已知、、、、是元素周期表前四周期中原子序数依次增大的常见元素，相关信息如下表：
元素 相关信息
X 元素原子的核外电子数比电子数少
Y 地壳中含量最多的元素
Z 第一至第四电离能是：I1=578kJ/mol，I2=1817kJ/mol，I3=2745kJ/mol，I4=11575kJ/mol
W 前四周期中电负性最小的元素
R 在周期表的第十一列
下列说法错误的是
A．和可以组成多种二元化合物，其中显价的物质常见有两种
B．与元素成“对角线规则”的元素的最高价氧化物的水化物具有两性，该两性物质与强碱反应的离子方程式为：
C．、、元素均位于元素周期表的区，元素位于元素周期表的区
D．元素最外层电子数比更少
【答案】D
【分析】X元素原子的核外p电子数比s电子数少1，故X为N元素；Y为地壳中含量最多的元素，故Y为O元素；Z的第一电离能至第四电离能分别是：I1=578kJ/mol，I2=1817kJ/mol，I3=2745kJ/mol，I4=11575kJ/mol，第四电离能远远大于第三电离能，故Z为Al元素；W为前四周期中电负性最小的元素，W为K元素；R在周期表的第十一列，故R为Cu元素；X、Y、Z、W、R分别为N、O、Al、K、Cu元素，据此分析解题。
【解析】A．X为N元素，Y为O元素，可以形成如：NO、N2O、NO2、N2O3、N2O4、N2O5等，其中X显价的物质常见有NO2、N2O4，共两种，故A正确；B．与Al元素成“对角线规则”的元素Be的最高价氧化物的水化物具有两性，该两性物质与强碱反应的离子方程式为：，故B正确；C．N、O、Al均位于元素周期表的p区，Cu位于元素周期表的ds区，故C正确；D．W为K元素，最外层电子数为1，R为Cu元素，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，最外层电子数也为1，故D错误；故答案选D。
12．（23-24高一上·北京西城·期末）氯化溴(BrCl)和、具有相似的性质，下列有关氯化溴性质的判断不正确的是
A．氧化性比弱
B．中的溴元素显+1价
C．能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝
D．常温下可与溶液反应生成和
【答案】D
【解析】A．元素为价，氯元素为价，这使得的性质介于之间。由于卤素单质的氧化性顺序是：，即氯气的氧化性强于溴单质 。根据这一规律，可以推断出的氧化性会比弱，A正确；B．非金属性：，则为价，氯为价，B正确；C．类似卤素单质具有氧化性，与发生氧化还原反应生成碘，则能使润湿的淀粉碘化钾试纸变蓝，C正确；D．常温下可与溶液反应生成，是非氧化还原反应，D错误；故选D。
13．（24-25高一上·吉林长春·期末）R、X、Y、Z是四种原子序数依次增大的短周期元素，甲、乙、丙、丁是由上述四种元素中的两种或三种元素组成的化合物。已知甲分子和乙、丙的阴离子都含18个电子，且甲有臭鸡蛋气味。丁的阴、阳离子都含10个电子，且丁中含离子键和共价键。它们之间有如图转化关系：
下列说法错误的是
A．R、X和Z组成的三元分子不一定是共价化合物
B．Z的氧化物对应水化物不一定是强酸
C．R和X组成的化合物的沸点一定高于 R和Z 组成的化合物的沸点
D．Y是所在周期中原子半径最大的主族元素
【答案】A
【分析】因为甲有臭鸡蛋气味且分子含18个电子，所以甲是。丁的阴、阳离子都含10个电子，且含离子键和共价键，丁是。与反应，若少量生成（18电子阴离子），即乙为；再与反应生成（18电子阴离子），即丙为。又因为R、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，所以R为H元素，X为O元素，Y为Na元素，Z为S元素。
【解析】A．H、O、S组成的三元分子如、都是共价化合物，该选项错误；B．S的氧化物对应水化物，是弱酸，是强酸，所以Z的氧化物对应水化物不一定是强酸，该选项正确；C．H和O组成的化合物、在常温下是液态，H和S组成的化合物常温下是气态，H和X组成的化合物的沸点一般高于H和Z组成的化合物的沸点 ，该选项正确；D．Y是Na，在第三周期中，同周期从左到右原子半径逐渐减小，Na是所在周期中原子半径最大的主族元素，该选项正确；综上所述，正确答案是A。
14．（24-25高一上·河北廊坊·期末）元素周期表和元素周期律的出现为化学的发展带来巨大的优势，使我们在认识各元素的结构和性质时有一定的系统性和规律性。下列关于元素周期表和元素周期律的叙述正确的是
A．第三周期金属元素简单离子半径从左到右依次减小
B．同一主族元素的含氧酸由上到下酸性依次减弱
C．同主族非金属元素核电荷数小的单质可以在水溶液中置换出核电荷数大的单质
D．非金属性强的元素其简单气态氢化物的水溶液酸性一定强
【答案】A
【解析】A．Na+、Mg2+、Al3+具有2个电子层，核电荷数越大，半径越小，A正确；B．未限定是最高价含氧酸，同一主族元素的含氧酸由上到下酸性不一定减弱，例如酸性HClO15．（23-24高一上·陕西西安·期末）如图为元素周期表的一部分，回答问题：
（1）H2O2是一种绿色氧化剂，该物质含有的化学键类型为 (填字母)。
A．离子键 B．极性共价键 C．非极性共价键
（2）C、N、O、F四种元素的原子半径由大到小的顺序是 。
（3）PH3、H2S、HCl三种化合物的稳定性由强到弱的顺序是 。
（4）硒(Se)具有抗氧化、增强人体抵抗力的功效。Se在元素周期表中的位置是 ，原子序数为 。
（5）探究主族元素X、Y、Z的金属性递变规律
实验内容 实验现象
i．各取1.0g形状相同的金属X和金属Z，分加入到5mL水中 金属X与水反应比金属Z剧烈
ii．各取1.0g形状相同的金属Z和金属Y，分别加入5mL1.0mol/L盐酸中 金属Z与盐酸反应比金属Y剧烈
若X、Y、Z三种元素分别对应上图周期表中元素，则X的化学符号为 。可以推出元素的金属性同一周期由左到右，逐渐 ，同一主族从上到下，逐渐 。
（6）用一个离子方程式证明非金属性Cl>I： 。
【答案】（1）BC
（2）
（3）
（4）第四周期VIA族 34
（5）K 减弱 增强
（6）
【解析】（1）H2O2的结构为，含有O-O的非极性键，O-H极性键，故答案选BC。
（2）同周期元素的原子，从左往右原子半径逐渐减小，因此C、N、O、F四种元素的原子半径由大到小的顺序是：。
（3）同一周期元素，元素的非金属性随着原子序数增大而增强，非金属性越强，最简单氢化物越稳定，元素的非金属性：Cl＞S＞P，PH3、H2S、HCl三种化合物的稳定性由强到弱的顺序是：。
（4）Se与O元素同主族，但在第四周期，因此元素周期表中的位置是第四周期VIA族，原子序数为上一周期的S元素原子序数加上18，因此原子序数为：16+18=34。
（5）各取金属X和金属Z，分别加入水中，金属X与水反应比金属Z与水反应剧烈，说明X的金属性大于Z；各取金属Z和金属Y，分别加入盐酸中，金属Z与盐酸反应比金属Y与盐酸反应剧烈，说明Z的金属性大于Y，金属性为：，图中金属元素为Na、Mg、K，元素的金属性同一周期由左到右，逐渐减弱，同一主族从上到下，逐渐增强，因此金属性：，由此可知X、Y、Z分别为K、Mg、Na，则X的化学符号为K，故答案为：K；减弱；增强。
（6）同主族元素，从上往下元素的非金属性随着原子序数增大而减小，非金属性越强，则单质的氧化性越强，通过反应：可知，氧化性：Cl2＞I2，因此非金属性：Cl>I。
1．（2012高二·广东·竞赛）下列碱金属元素氧化物的水化物碱性强弱排列顺序正确的是
A．RbOHC．RbOH【答案】B
【解析】同主族元素从上到下金属性依次增强，则元素最高价氧化物对应水化物的碱性依次增强，所以碱金属元素氧化物的水化物碱性强弱排列顺序为：LiOH2．（2016高二·广东·竞赛）硒被誉为人体微量元素中的“抗癌之王”。下列有关硒的叙述中，错误的是
A．其原子序数为24 B．其氢化物的化学式为H2Se
C．其非金属性比溴弱 D．其最高价氧化物的化学式为SeO3
【答案】A
【解析】A．硒原子序数为34，故A错误；B．硒是ⅥA元素，最低价为-2，其氢化物的化学式为H2Se，故B正确；C．同周期元素从左到右非金属性增强，硒的非金属性比溴弱，故C正确；D．硒是ⅥA元素，最高价为+6，其最高价氧化物的化学式为SeO3，故D正确；选A。
3．（2018高二·广东·竞赛）根据元素周期表和元素周期律，判断下列叙述正确的是
A．气态氢化物的稳定性：NH3>H2O>SiH4
B．第118号元素在周期表中位于第七周期0族
C．由氢化物的酸性强弱可判断元素的非金属性顺序为：Cl>C>Si
D．氢元素不能与其他元素形成离子化合物
【答案】B
【解析】A．元素的非金属性越强，气态氢化物的稳定性越高，非金属性：O＞N＞Si，故气态氢化物的稳定性：H2O＞NH3＞SiH4，A选项错误；B．第118号元素为稀有气体元素，位于第七周期0族，B选项正确；C．氢化物的酸性强弱不能判断元素的非金属性顺序，C选项错误；D．氢元素可与金属元素如钠、钾形成金属氢化物，属于离子化合物，D选项错误；故选B。
4．（2023高三·福建·竞赛）在常温下，卤素单质与溶液作用产物正确的是
A．生成、 B．生成、
C．生成、 D．生成、
【答案】B
【解析】次溴酸根在碱性溶液中，常温下迅速歧化生成溴离子和溴酸根，故A选项错误，不应该生成次溴酸钠；室温下次氯酸跟的歧化速率很慢，故氯气和氢氧化钠溶液的产物是氯化钠和次氯酸钠，B选项正确，D选项错误；次碘酸根与次溴酸根类似，在碱性溶液中，常温下迅速歧化生成碘离子和碘酸根，故C选项错误；本题选B。
5．（2019高一下·河南鹤壁·竞赛）下列各项比较错误的是（ ）
A．微粒半径：r(Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)
B．酸性强弱：HClO4＞H2SO4＞H2CO3
C．稳定性：HF＞H2O＞H2S
D．碱性强弱：Mg(OH)2＞Ca(OH)2＞Ba(OH)2
【答案】D
【解析】A．Na+、Mg2+、Al3+的电子层结构相同，核电荷数依次增大，离子半径依次减小，所以微粒半径：r(Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)，A正确；B.非金属性Cl>S>C，非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，所以酸性HClO4＞H2SO4＞H2CO3，B正确；C．非金属性F>O>S，所以稳定性：HF＞H2O＞H2S，C正确；D．金属性Ba>Ca>Mg，所以碱性：Mg(OH)26．（2021高一·云南玉溪·竞赛）下列物质的性质比较，正确的是
A．酸性：H2SO4>HClO4>HBrO4 B．碱性：NaOH>KOH>RbOH
C．非金属性：P>S>Cl D．气态氢化物稳定性：HF>HCl>H2S
【答案】D
【解析】A．元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强，同周期主族元素从左向右非金属性递增，非金属性：Cl＞S，所以酸性：，A错误；B．同主族元素从上到下金属性递增，金属性：Rb＞K＞Na，元素的金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，碱性：NaOH＜KOH＜RbOH，B错误；C．同周期主族元素从左向右非金属性递增，非金属性：P＜S＜Cl，C错误；D．元素非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，同主族元素从上到下非金属性递减，非金属性：F＞Cl＞S，所以气态氢化物稳定性：HF＞HCl＞H2S，D正确；答案为：D。
7．（2017高二·广东·竞赛）VCD光盘的记录材料有很多种，它们都可在激光照射下发生化学或记忆性能的改变而记录、储存信号。碲(Te)的某种化合物就是常用的VCD光盘记录材料之一。对碲元素及其化合物的以下认识中，不正确的是
A．Te元素位于第六周期VIA族 B．单质碲在常温下是固体
C．H2Te的稳定性比HI差 D．H2TeO4的酸性比H2SO4的弱
【答案】A
【解析】A．Te是52号元素，属于氧族元素，为第五周期VIA族元素，A项错误；B．Te的熔点为452℃，在常温下是固体，B项正确；C．元素的非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，由于同一周期从左到右元素的非金属性逐渐增强，I为53号元素，故非金属性：I＞Te，则稳定性：HI＞H2Se，C项正确；D．元素的非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，S与Te均为第VIA族元素，同一主族的元素从上到下非金属性逐渐减弱，故非金属性：S＞Te，则酸性：H2SO4＞H2TeO4，D项正确；选A。
8．（2014高二·广东·竞赛）砒霜中毒事件时有发生，砒霜的主要成分是三氧化二砷(As2O3)，医生通常给砒霜中毒患者服用一定剂量的氧化剂解毒。下列有关叙述中，正确的是
A．砷元素在化合物中的常见价态有+3、+5、+7
B．砷酸(H3AsO4)的酸性强于磷酸
C．砷化氢(AsH3)比NH3稳定
D．砷的+3价化合物的毒性强于+5价化合物
【答案】D
【解析】A．砷元素与氮元素位于同一主族，为第五主族元素，最外层的电子数为5，最高价态为+5价，没有+7价，A选项错误；B．磷元素的电负性比砷元素大，非金属性比砷强，最高价氧化物对应水化物磷酸的酸性比砷酸强，B选项错误；C．氮元素的电负性比砷元素大，非金属性比砷强，简单气态氢化物NH3的稳定性比砷化氢高，C选项错误；D．三价砷化合物比五价砷化合物毒性更强，三价砷比五价砷更容易通过生物膜进入细胞，D选项正确；故选D。
9．（2009高二·安徽·竞赛）[BH4]-、[AlH4]-和[GaH4]-还原能力的顺序是
A．[BH4]->[AlH4]->[GaH4] B．[BH4]-<[AlH4]-<[GaH4]
C．[BH4]-<[AlH4]->[GaH4] D．[BH4]->[AlH4]-<[GaH4]
【答案】C
【解析】B、Al、Ga同为第三主族的元素，从上到下电负性依次为硼2.04，铝1.61，镓1.81，氢化物的还原能力与价电子对向氢偏移的程度有关，电负性差值越大还原性越强，由于氢的电负性是2.2，故电负性差值最大的是铝，其次是镓，最后是硼，故还原能力的顺序为：[BH4]-<[AlH4]->[GaH4]-，本题选C。
10．（2011高二·广西·竞赛）2010年12月2日，《纽约时报》公开报道，在美国莫纳湖内发现了某些微生物体内的磷原子被砷原子置换，形成“砷基生命”。砷能替代磷在生物体内的作用，最有可能的原因是
A．磷和砷有相近的原子半径
B．磷和砷接受电子的能力相近
C．磷和砷失去一个电子所需的能量相近
D．磷和砷是同族且在周期表中处于相邻的元素
【答案】D
【解析】A．磷比砷少一个电子层，原子半径小，故A错误；B．磷电负性大，磷比砷接受电子的能力强，故B错误；C．磷比砷失去一个电子所需的能量多，故C错误；D．磷和砷是同族且在周期表中处于相邻的元素，性质相似，故D正确；故选D。
11．（2010高二·安徽·竞赛）有A、B两种短周期元素，原子半径是：r(A)A．若B(OH)m是强碱，则A(OH)m一定为强碱
B．若HnAOm是强酸，则B的最高价氧化物对应的水化物一定为强酸
C．若B是金属，则A可能是非金属，若B是非金属，则A一定是非金属
D．常温下，若B元素的氢化物是气体，则A元素的氢化物一定是气体
【答案】C
【分析】A、B为短周期元素，最外层电子数相同→同主族元素；原子半径r(A)【解析】A．同主族从上到下金属性增强，最高价氧化物对应水化物碱性增强。例如：第ⅠA族中，B为Na（NaOH是强碱），A为Li（LiOH是中强碱，非强碱）。因此“一定为强碱”不成立，A错误；B．同主族从上到下非金属性减弱，最高价含氧酸酸性可能减弱。例如：第ⅤA族中，A为N（HNO 是强酸），B为P（H PO 是中强酸，非强酸）。因此“一定为强酸”不成立，B错误；C．若B是金属：同主族从上到下金属性增强，上方元素可能为非金属。例如：第ⅢA族中，B为Al（金属），A为B（非金属），符合“B是金属时A可能是非金属”；若B是非金属：同主族从上到下非金属性减弱，上方元素更易是非金属，例如：第ⅦA族中，B为Cl（非金属），A为F（非金属），不存在“B是非金属而A是金属”的情况，因此该说法成立，C正确；D．同主族氢化物状态随相对分子质量增大可能变化。例如：第ⅥA族中，B为S（H2S是气体），A为O（H2O是液体）。因此“一定是气体”不成立，D错误，答案选C。
12．（2009高二·上海·竞赛）在短周期元素中，能形成中学化学学习中常见的A2B2型化合物的两种元素，它们的原子的核电荷数之差不可能是下列的
A．3 B．4 C．5 D．7
【答案】B
【分析】找出短周期元素中常见A B 型化合物的组成元素，计算核电荷数差值，排除符合差值的选项，剩余即为答案。
【解析】短周期元素形成的中学常见A B 型化合物主要有：
H2O2：A为H（核电荷数1），B为O（核电荷数8），核电荷数差值|8-1|=7。
Na2O2：A为Na（核电荷数11），B为O（核电荷数8），核电荷数差值|11-8|=3。
C2H2（乙炔）：A为C（核电荷数6），B为H（核电荷数1），核电荷数差值|6-1|=5。
Li2O2：A为Li（核电荷数3），B为O（核电荷数8），核电荷数差值|8-3|=5。
上述差值包括3、5、7，均未出现“4”。因此核电荷数之差不可能是4，答案选B。
13．（2023高一·广西·竞赛）镓与铝同族，主要分散在铝矿中，在用碱处理铝土矿时可以得到AlO、GaO。之后，通入CO2可得到Al(OH)3沉淀，而GaO仍留在母液中。母液经过多次循环，含镓量增加到一定程度后，可成为提炼镓的原料。据此分析，下列说法错误的是
A．Ga(OH)3也是两性氧化物，能与NaOH反应
B．酸性：Ga(OH)3C．造成Ga(OH)3和Al(OH)3酸性强弱的原因是因为第四周期过渡元素的存在导致Ga3+的半径比Al3+增加的不多，而核电荷却增加了18
D．往GaCl3溶液中逐渐滴加氨水，可看到沉淀的生成
【答案】B
【解析】A．Ga(OH)3也是两性氧化物，与Al(OH)3的性质相似，能与NaOH反应生成NaGaO2，故A正确；B．在NaAlO2和NaCaO2的混合液中通入适量CO2，只有Al(OH)3沉淀，而没有Ga(OH)3沉淀，根据强酸制弱酸的原理，Ga(OH)3的酸性强于碳酸，则酸性Ga(OH)3>Al(OH)3，故B错误；C．造成Ga(OH)3和Al(OH)3酸性强弱的原因是因为第四周期过渡元素的存在导致Ga3+的半径比Al3+增加的不多，而核电荷却增加了18，故C正确；D．往GaCl3溶液中逐渐滴加氨水，可看到Ga(OH)3沉淀的生成，故D正确；故选B。
14．（2023高二·贵州遵义·竞赛）原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是原子半径最小的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的3倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对电子，W的原子序数为29，下列说法正确的是
A．X2Y分子中Y原子轨道的杂化类型为sp2
B．1molX2Y2含键的数目为2
C．化合物ZX3的沸点比X2Y低
D．原子半径大小顺序为Y>Z>X
【答案】C
【分析】原子序数依次增大的X、Y、Z、W四种元素，其中W的原子序数为29，可推知它们是前四周期元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的3倍，由于最外层电子数不超过8个，所以Y元素只能是第二周期元素，可推测出Y元素是O元素。X是原子半径最小的元素，可推知X是H元素。Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，可推测出Z是N元素，综上所述这四种元素分别是H、O、N、Cu，据此分析。
【解析】A．X2Y分子为H2O，中心O原子的价层电子对为，故O原子轨道的杂化类型为sp3，A错误；B．X2Y2为H2O2，1molH2O2含键的数目为4NA，B错误；C．化合物ZX3为NH3，化合物X2Y为H2O，NH3的沸点比H2O低，H2O分子间氢键作用力比NH3分子间氢键作用力强，C正确；D．原子半径同周期从左往右在减小，同主族从上往下在增大，由此可知N>O>H，即Z>Y>X，D错误；故答案选C。
15．（2023高一下·浙江温州·竞赛）五种短周期元素在周期表中的位置如图所示。已知：W元素原子的最外层电子数是次外层的2倍，下列说法正确的是
W X
M Y Z
A．5种元素最高价氧化物的水化物都是酸
B．中所含化学键类型相同，熔点都很高
C．M元素与氢元素可能形成
D．只有一种X的氢化物与Y的氧化物发生反应生成强酸
【答案】C
【分析】根据图中五种元素在周期表的位置可知W、X位于第二周期，M、Y、Z位于第三周期；W元素原子的最外层电子数是次外层的2倍，可知W为C元素，X为O元素，M为Si元素，Y为S元素，Z为Cl元素。
【解析】A．X为O元素，O元素无最高正价，除了O元素其他四种元素最高价氧化物的水化物是酸，A错误；B．属于分子晶体含有共价键，属于共价晶体，含有共价键，共价晶体熔点高，分子晶体熔点低，B错误；C．M为Si元素，可与氢元素可能形成，C正确；D．X为O元素，氢化物有、；Y为S元素，氧化物有、，与反应生成硫酸，与生成硫酸，D错误；故答案为：C。
16．（2020高一·浙江温州·竞赛）短周期主族元素的原子序数依次增大，四种元素形成的某种化合物(如图所示)是一种优良的防龋齿剂。下列说法错误的是
A．的简单离子半径：
B．形成的化合物水溶液呈碱性
C．简单氢化物的沸点
D．形成的化合物中可能既含离子键又含共价键
【答案】A
【分析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，四种元素形成的某种化合物（如图所示）是一种优良的防齲齿剂（用于制含氟牙音），根据图示可知，Y带有1个单位正电荷，Z形成5个共价键，则Y为Na，Z为P；X只能形成1个共价键，其原子序数小于Na，则X为F；W与Z可以形成双键，其原子序数小于F，则W为O元素；
【解析】根据分析可知，W为O，X为F，Y为Na，Z为P元素。A．氧离子、氟离子和钠离子的电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则简单离子半径：W>X>Y，故A错误；B．NaF溶液中，氟离子水解溶液呈碱性，故B正确；C．H2O、HF中含氢键，沸点较高，则沸点：，故C正确；D．W、Y形成的过氧化钠中含离子键又含共价键，故D正确；故选：A。
17．（2010高二·安徽·竞赛）短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，下列说法正确的是
A．X、Y、Z三种元素中，X的非金属性最强
B．Y的氢化物的稳定性比Z的氢化物的稳定性弱
C．Y的最高正化合价为+6
D．X的单质的熔点比Z的单质的熔点低
【答案】D
【分析】短周期元素，由元素在周期表中的位置可知X为He元素，Y为F元素，Z为S元素，据此解答。
【解析】A．X为He元素，为惰性气体元素，性质稳定，非金属性较弱，故A错误；B．根据非金属性的递变规律可知，非金属性：Y>Z，非金属性越强，对应的氢化物的稳定性越强，则Y的氢化物的稳定性比乙的强，故B错误；C．Y为F元素，无正价，最高化合价为0，故C错误；D．X在常温下为气体，Z在常温下为固体，则X的单质的熔点比乙的低，故D正确；故选D。
18．（2010高二·安徽·竞赛）X、Y、Z为周期表前四周期中的常见元素。X的单质是人体呼吸及新陈代谢中必不少的气体。Y的单质也为气体，易溶于水，溶液呈浅黄绿色。Z的基态原子外围电子排布为3d64s2。
（1）将Z2X3与ZY3按等物质的量放在密闭管中加热使其恰好完全反应，只生成一种产物A，其物质的量是反应物的1.5倍。A为菱形片晶，具有金属光泽。此化学反应方程式为 。
（2）A不溶于冷水，但在沸水中缓慢水解，生成黄棕色沉淀B，溶液呈酸性，且无气泡产生。取水解后的上层清液，滴入硝酸银溶液，生成白色沉淀，说明Y在A中与 是直接相连的，所以水解时Y进入水中。B的化学式为 。
（3）将A溶于稀盐酸中，滴入硫氰化铵溶液，星红色，说明A中的Z的氧化数为，A的命名应为 。
【答案】（1）Fe2O3+FeCl3=3FeOCl
（2）Z(Fe) FeO(OH)
（3）+3氯氧化铁(或氯代氧化铁，也可以称氯代铁(III)酰)
【分析】X：单质为人体呼吸必需气体，故X为O（氧气）；Y：单质为浅黄绿色气体，易溶于水，故Y为Cl（氯气）；Z：基态外围电子排布为3d 4s ，对应前四周期元素Fe（铁）。
【解析】（1）化合物对应：Z2X3为Fe2O3，ZY3为FeCl3。等物质的量反应（设均为1mol），产物A的物质的量为1.5×(1+1)=3mol，原子守恒：Fe总物质的量=2+1=3mol，O=3mol，Cl=3mol，故A的化学式为FeOCl。反应方程式：Fe2O3+FeCl3=3FeOCl。
（2）A（FeOCl）水解生成黄棕色沉淀B和酸性溶液，上层清液加AgNO3生成白色沉淀（AgCl），说明Cl-进入溶液，即Y（Cl）在A中与Fe直接相连。黄棕色沉淀为Fe的氢氧化物，结合水解无气泡，B为Fe(OH)3。
（3）A（FeOCl）溶于稀盐酸后加硫氰化铵显红色，说明含Fe3+，故Z（Fe）的氧化数为+3。
A的命名为氯氧化铁（或氧氯化铁）。
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