化学必修 第一册第二节 元素周期律第一课时教案

这是一份化学必修 第一册第二节 元素周期律第一课时教案，共25页。

第一课时 元素周期律


学习目标：1.知道核外电子能量高低与分层排布的关系。2.能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。








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1～8的周期性变化(第一周期除外)。


2．原子半径的周期性变化





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．元素性质的周期性变化


(1)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，即同周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1。


(2)元素金属性、非金属性的周期性变化


①钠、镁、铝金属性的递变规律





②硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律





(3)同周期元素性质递变规律





(4)元素周期律


①内容


元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。


②实质


元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。





1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)


(1)随着原子序数的递增，最外层电子排布均呈现由1个电子递增至8个电子的周期性变化( )


(2)原子序数越大，原子半径一定越小( )


(3)在化合物中金属元素只显正化合价，非金属元素只显负化合价( )


(4)任何元素均有正价和负价( )


(5)金属性、非金属性强弱从根本上取决于其原子核外电子的排布情况( )


[答案] (1)× (2)× (3)× (4)× (5)√


2．下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是( )


A．同周期非金属元素的氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强


B．第ⅠA族元素的金属性比第ⅡA族元素的金属性强


C．ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素


D．原子序数为15的元素的最高化合价为＋3


[解析] 在同周期中，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性从左到右依次增强，A项错误；同周期的第ⅠA族和第ⅡA族的金属元素比较，第ⅠA族的元素比第ⅡA族的元素的金属性强，但不同周期的是无法比较的，如Ca的金属性比Na的金属性强，B项错误；ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素，C项正确；原子序数为15的元素是P，最外层电子数为5，则最高化合价为＋5价，D项错误；答案选C。


[答案] C


3．不能用元素周期律解释的是( )


A．酸性HCl>H2S>PH3


B．原子半径P>S>Cl


C．最高正价Cl>S>P


D．酸性HClO4>H2SO4>H3PO4


[解析] 氢化物的酸性与元素在同一周期、同一主族没有递变性和规律性，不能用周期律解释，元素的非金属性与最高价氧化物对应的水化物的酸性有关，故A符合题意；同周期元素从左到右原子半径减小，则原子半径P>S>Cl，可解释，故B不符合题意；Cl、S、P的最外层电子数分别为7、6、5，最高正价为＋7、＋6、＋5，最高正价为Cl>S>P，故C不符合题意；非金属性Cl>S>P，元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，酸性强弱顺序是HClO4>H2SO4>H3PO4，故D不符合题意。


[答案] A





知识点一 元素原子结构的周期性变化


粒子半径大小的比较方法


(1)同周期——“序大径小”


①方法：同周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小。


②实例：11～17号元素


r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。


(2)同主族——“序大径大”


①方法：同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。


②实例：


r(Li)

r(Li＋)

(3)同元素


①同种元素的原子和离子半径比较规律——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。


如r(Na＋)r(Cl)。


②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。


带电荷数越多，粒子半径越小。


如r(Fe3＋)

(4)同结构——“序大径小”


①方法：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。


②实例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。


【典例1】 下列粒子半径大小比较正确的是( )


A．Na＋

B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋


C．Na

D．Cs

[思路启迪] 根据粒子半径大小的比较方法进行归类，从而进行判断。


[解析] A项，4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋r(Rb)>r(K)>r(Na)，D错误；S2－和Cl－核外电子数相同，但核电荷数Cl>S，故离子半径r(S2－)>r(Cl－)；Na＋和Al3＋核外电子数相同，且核电荷数Al>Na，则离子半径，r(Na＋)>r(Al3＋)，B项正确。


[答案] B











“三看”法比较简单微粒的半径大小


(1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般地，电子层数越多，半径越大。


(2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。


(3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。




















[针对训练1] 已知下列原子的半径：


根据以上数据，磷原子的半径可能是( )


A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m


C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m


[解析] N、S、O、Si、P在元素周期表中的位置如下图所示。原子半径，r(Si)>r(P)>r(S)，故磷原子的半径可能是1.10×10－10 m。





[答案] A


知识点二 元素性质的周期性变化


1.元素主要化合价呈现周期性变化


(1)金属元素无负价(除金属单质为零价外，在化合物中只显正价)，非金属元素(O、F和稀有气体元素除外)既有正价又有负价；


(2)元素的最高正价等于原子的最外层电子数。


2．元素的金属性和非金属性强弱的判断方法


(1)判断金属性强弱的5种依据





(2)判断非金属性强弱的7种依据








【典例2】 X、Y两元素是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比Y的大，下面说法正确的是( )


A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强


B．X的非金属性比Y的强


C．X的阴离子比Y的阴离子还原性强


D．X的气态氢化物比Y的稳定


[思路启迪] 根据题干信息，首先由同元素的原子半径大小确定元素的位置，再根据元素非金属性强弱的判断依据综合分析。尤其注意比较酸性时认真审题“最高价氧化物对应水化物”。


[解析] X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边，原子序数X比Y小，X的非金属性比Y的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X比Y的弱，X的阴离子比Y的阴离子还原性强，X的气态氢化物不如Y的稳定。


[答案] C














同周期元素从左到右：


(1)原子半径逐渐减小。


(2)非金属性逐渐增强，其阴离子的还原性逐渐减弱。


(3)气态氢化物的稳定性逐渐增强。


(4)最高价氧化物对应水化的酸性逐渐增强。





[针对训练2] 已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，其最高价氧化物对应水化物酸性相对强弱的顺序是


HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列判断正确的是( )


A．气态氢化物的稳定性：HX>H2Y>ZH3


B．非金属活泼性：Y

C．原子半径：X>Y>Z


D．原子最外层电子数：X

[解析] 本题的关键是“最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱”这一信息，由此可推知X、Y、Z为非金属元素，原子序数相连意味着它们属同周期元素，故活泼性：X>Y>Z，原子半径：XY>Z，气态氢化物的稳定性顺序为HX>H2Y>ZH3。


[答案] A


























课堂归纳小结


[知识脉络]





[核心要点]


1．同一周期自左向右，元素的原子半径逐渐减小，元素的最高正价从＋1到＋7(第二周期为＋5)，负化合价由－4到－1(稀有气体元素除外)。


2.同一周期自左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，气态氢化物的稳定性逐渐增强。


3．同一主族自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱。


4．元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化。











1．下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是( )


A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多


B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强


C．因为Mg比Na会多失去1个电子，所以Mg比Na的金属性强


D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强


[解析] 同主族元素从上到下，原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多，A项正确；同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，B项正确；同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，所以Mg比Na的金属性弱，C项错误；同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，O比S的非金属性强，D项正确。


[答案] C


2．下列事实与推论相符的是( )





[解析] A项，H2O常温下是液体，H2S常温下是气体，沸点H2O>H2S，但沸点高低是物理性质，与元素的非金属性强弱无关，错误；B项，盐酸是无氧酸，H2SO3不是最高价含氧酸，即两者都不属于最高价氧化物的水化物，虽然盐酸比H2SO3酸性强，也不能证明非金属性：Cl>S；C项，元素的金属性越强，其单质与水或酸发生反应产生氢气就越容易，则钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，则金属性K>Na错误；D项，元素的非金属性越强，其相应氢化物的稳定性越强，热稳定性：HF>HCl，则非金属性：F>Cl，正确。


[答案] D


3．应用元素周期律分析下列推断，其中正确的组合是( )


①碱金属单质的熔点随原子序数的增大而降低


②Cs是第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强


③砹(At)是第ⅦA族，其氢化物的稳定性大于HCl


④第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性


⑤第三周期金属元素的最高价氧化物对应水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱


A．①③⑤ B．①②⑤


C．②③⑤ D．①②④


[解析] ①从Li到Cs碱金属的熔点逐渐降低，正确；②同主族元素从上到下金属性逐渐增强，故Cs的金属性强于Na，Cs失电子能力比Na强，正确；③At的非金属性弱于Cl，非金属性越弱，对应气态氢化物的稳定性越弱，错误；④N元素气态氢化物为NH3，溶于水后显碱性，错误；⑤碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，正确。


[答案] B


4．A、B、C为三种短周期元素，A、B在同周期，A、C的最低价离子分别为A2－和C－，B2＋和C－具有相同的电子层结构。下列说法正确的是( )


A．原子序数：A>B>C


B．原子半径：A>B>C


C．离子半径：A2－>B2＋>C－


D．原子最外层电子数：A>C>B


[解析] 由题意可知A、B、C三种元素的位置关系可以表示为


，由此可知原子序数：A>B>C，A正确；原子半径：B>A>C，B错误；离子半径：A2－>C－>B2＋，C错误；原子最外层电子数：C>A>B，D错误。


[答案] A


5．下表给出14～17号元素的一些性质，请回答：





(1)它们所形成的氢化物中稳定性最差的是________，还原性最差的是________。


(2)四种元素的非金属性随着元素原子序数的递增而逐渐________，试从原子结构的角度加以解释_________________。


(3)一定条件下，反应H2S＋Cl2===2HCl＋S能否发生？________，简述理由__________________________________________。


[解析] (1)根据表中信息可判断，硅与氢气化合的条件最高，因此形成的氢化物中稳定性最差的是SiH4。氯气与氢气最容易化合，这说明氯元素的非金属性最强，非金属性越强，相应氢化物的还原性越弱，则还原性最差的是HCl。(2)根据与氢气化合的难易程度及最高价氧化物对应水化物的酸性强弱可知，四种元素的非金属性随着元素原子序数的递增而逐渐增强。这是由于四种元素原子的电子层数虽相同，但最外层电子数依次增加，随着核电荷数依次递增，原子核对最外层电子的引力逐渐增大，原子半径依次减小，得电子能力逐渐增强，因此，非金属性逐渐增强。(3)因非金属性Cl>S，氧化性Cl2>S，故Cl2能置换出H2S中的硫。


[答案] (1)SiH4 HCl


(2)增强 四种元素原子的电子层数虽相同，但最外层电子数依次增加，随着核电荷数依次递增，原子半径依次减小，原子核对最外层电子的引力逐渐增大，得电子能力逐渐增强，因此，非金属性逐渐增强


(3)能够发生 因非金属性Cl>S，氧化性Cl2>S，故Cl2能置换出H2S中的硫








课后作业(二十一)


[基础巩固]


一、元素原子结构的周期性变化


1．下列化合物中，阴离子和阳离子的半径之比最大的是( )


A．CsI B．NaF


C．KCl D．LiI


[解析] 阳离子都为碱金属元素的阳离子，元素的核电荷核数越大，离子半径越大，阴离子都为卤素阴离子，元素的核电核数越大，离子半径越大，则金属离子半径最小的是Li＋，阴离子半径最大的是I－，所以阴离子半径和阳离子半径之比最大的是LiI。


[答案] D


2．下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是( )


A．K Na Li B．N O F


C．Ca2＋ K＋ Cl－ D．Ba2＋ Ca2＋ Mg2＋


[解析] 同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径大小为LiO>F，B错误；离子电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，则离子半径大小为Ca2＋Ca2＋>Mg2＋，D错误。


[答案] C


二、元素性质的周期性变化


3．对于随原子序数依次增大的11～17号元素，下列说法中不正确的是( )


A．原子半径逐渐减小 B．电子层数逐渐增多


C．最高正化合价逐渐增大 D．元素的非金属性逐渐增强


[解析] 在元素周期表中同一周期的元素从左到右原子半径依次减小，故A不符合题意；在元素周期表中同一周期的元素电子层数相同，故B符合题意；在元素周期表第三周期，元素的最高正价等于其最外层电子数，最外层电子数依次增多，故最高正化合价逐渐增大，故C不符合题意。在元素周期表中，同一周期的元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强，故D不符合题意。


[答案] B


4．A、B两元素原子电子层数相同，如果A原子半径比B的大，则下列判断正确的是( )


A．两元素形成的最高价氧化物对应的水化物的酸性应是A强于B


B．A的气态氢化物比B的气态氢化物稳定


C．A的金属性比B的金属性强


D．A的阴离子比B的阴离子还原性弱


[解析] A、B两元素位于同周期，A的原子半径比B的大，则A位于B的左边，A元素的金属性比B的强。


[答案] C


5．下列递变规律不正确的是 ( )


A．HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次增强


B．钠、镁、铝的还原性依次减弱


C．HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱


D．P、S、Cl三种元素的最高正化合价依次升高


[解析] 非金属性：Cl>S>P，元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次减弱，故A项错误；金属性：Na>Mg>Al，元素的金属性越强，对应的单质的还原性越强，则钠、镁、铝的还原性依次减弱，故B项正确；非金属性：Cl>S>P，元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，故C项正确；P、S、Cl三种元素原子的最外层电子数分别为5、6、7，最高正化合价分别为＋5、＋6、＋7，故D项正确。


[答案] A


6．下列关于物质性质变化的比较，不正确的是( )


A．离子半径大小：S2－>O2－>Na＋


B．气态氢化物稳定性：HBr

C．碱性强弱：KOH>NaOH>LiOH


D．还原性强弱：F－>Cl－>Br－>I－


[解析] 核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以O2－>Na＋，电子层数多的离子，半径越大，因此离子半径大小为S2－>O2－>Na＋，A正确；非金属性：F>Cl>Br，气态氢化物的稳定性为HBrNa>Li，对应最高价氧化物的水化物的碱性为KOH>NaOH>LiOH，C正确；非金属性：F>Cl>Br>I，对应离子的还原性为F－

[答案] D


7．X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，其原子半径与化合价的关系如图所示。下列说法错误的是( )





A．Q的原子结构示意图为


B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是盐或碱


C．简单离子半径：M－>Q＋>R2－


D．Z与M的最高价氧化物对应水化物均为强酸


[解析] 由图推断Y为氧元素；X的原子半径小且只有＋1价，X为氢元素；M的最高正价是＋7价，最低负价是－1价，为氯元素；Z的原子半径比氯元素小，最低负价是－3价，最高正价是＋5价，则为氮元素；Q只有＋1价，原子半径大于氯原子，但小于只有＋2价的R，故Q代表钠元素、R代表钙元素。X、Y、Z三种元素分别代表H、O、N，可以形成硝酸、硝酸铵及NH3·H2O，B项正确；离子半径：Cl－>Ca2＋>Na＋，C项错误；HClO4、HNO3都是强酸，D项正确。


[答案] C


8．目前，人类已经发现的非金属元素除稀有气体元素外共有16种，下列对这16种非金属元素的判断不正确的是( )


①都是主族元素，原子的最外层电子数都大于3


②单质在反应中都只能作氧化剂


③对应的含氧酸都是强酸


④氢化物常温下都是气态，所以又叫气态氢化物


⑤氧化物与水反应都不会再生成气体


A．全部 B．只有①


C．只有①②③ D．只有①②④⑤


[解析] ①H元素原子最外层电子数为1，错误；②H2、I2、S等都可作还原剂，②错误；③HClO为弱酸，错误；④H2O常温下为液态，错误；⑤3NO2＋H2O===2HNO3＋NO，错误，故选A项。


[答案] A


[能力提升]


9．短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X的原子半径比Y的小，且X与Y的最外层电子数之和等于Z的最外层电子数。X与W同主族，Z是地壳中含量最高的元素。下列说法不正确的是( )


A．原子半径的大小顺序：r(W)>r(Y)>r(Z)>r(X)


B．元素Z、W的简单离子的电子层结构相同


C．元素Y的简单气态氢化物的热稳定性比Z的强


D．X、Y两种元素可形成分别含有10e－和18e－的化合物


[解析] 根据题意可以推断，Z为O，所以X为H，Y为N，W为Na。A项，根据电子层数和核电荷数可知：r(Na)>r(N)>r(O)>r(H)，正确；B项，O2－、Na＋的核外电子数相等，均为10，即电子层结构相同，正确；C项，稳定性：H2O>NH3，错误；D项，NH3为10e－微粒，而N2H4为18e－微粒，正确。


[答案] C


10．根据下表信息，判断以下叙述正确的是 ( )


部分短周期元素的原子半径及主要化合价


A.氢化物的沸点为H2T

B．单质与稀盐酸反应的速率为L

C．M与T形成的简单离子的半径：M

D．L2＋与R2－的核外电子数相等


[解析] 由信息表中的原子半径和主要化合价可以判断出T为O，R为S，Q为Be，M为Al，L为Mg。H2O的沸点高于H2S，A错误；Mg的金属性强于Be，与HCl反应的速率Mg>Be，错误；Al3＋、O2－相同的电子层数，核电荷数越大，半径越小，即r(Al3＋)

[答案] C


11．四种短周期元素在周期表中的位置如图所示，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是( )





A．原子半径Z

B．Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的弱


C．X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小


D．Z位于元素周期表中第二周期、第ⅥA族


[解析] 由图可知，原子半径M>X>Y>Z，A项正确；非金属性X

[答案] B


12．X、Y、W、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。已知X的一种核素的质量数为18，中子数为10；Y和Ne原子的核外电子总数相差1；W的单质是一种常见的半导体材料；Z的非金属性在同周期主族元素中最强。





请回答下列问题：


(1)W位于元素周期表中第________周期第________族。画出X的阴离子的结构示意图：____________。


(2)Z的氢化物和溴化氢相比，较稳定的是________(写化学式)。


(3)Y的金属性与Mg的金属性相比，________的金属性强(写化学式)，请用实验证明它们金属性的相对强弱：


__________________________________________________________。


(4)写出Y的最高价氧化物对应的水化物与Z的最高价氧化物对应的水化物发生反应的化学方程式：__________________________


_________________________________________________________。


[解析] X、Y、W、Z是四种常见的短周期元素，已知X的一种核素的质量数为18，中子数为10，则X元素原子的质子数为18－10＝8，故X为O元素；Y和Ne原子的核外电子数相差1，Y为Na或F元素，由题图可知，Y原子半径大于氧原子，故Y为Na元素；W的单质是一种常见的半导体材料，原子序数大于Na元素，故W为Si元素；Z的非金属性在同周期主族元素中最强，故Z为Cl元素。


(1)W为Si元素，原子核外电子数为14，有3个电子层，最外层电子数为4，处于周期表中第三周期第ⅣA族。


(2)Z为Cl元素，由于元素的非金属性：Cl>Br，故氢化物稳定性：HCl>HBr，即较稳定的是HCl。


(3)同周期元素随原子序数增大原子半径减小，原子失去电子的能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐减弱，所以金属性：Na>Mg；元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢气就越容易，所以可以通过Na与冷水剧烈反应，而Mg与冷水反应较慢证明元素的金属性强弱。


(4)Y的最高价氧化物对应的水化物NaOH是强碱，Z的最高价氧化物对应的水化物HClO4是一元强酸，二者发生酸碱中和反应，生成NaClO4和H2O，发生反应的化学方程式是NaOH＋HClO4===NaClO4＋H2O。


[答案] (1)三 ⅣA (2)HCl


(3)Na Na与冷水剧烈反应，而Mg与冷水反应较慢(其他合理答案也可)


(4)NaOH＋HClO4===NaClO4＋H2O


13．现有下列短周期元素的数据(已知Be的原子半径为0.089 nm)：


(1)⑧号元素在周期表中的位置是________________；上述元素处于同一主族的有________________(用元素符号表示)。


(2)元素①和⑥能形成两种化合物，写出其中较稳定的化合物与水反应的离子方程式：______________________________________。


(3)含锂材料在社会中广泛应用，如各种储氢材料(Li2NH等)、便携式电源材料(LiCO2等)。根据下列要求回答问题：


①eq \\al(6,3)Li和eq \\al(7,3)Li作核反应堆最佳热载体，eq \\al(7,3)LiH和eq \\al(7,3)LiD用作高温堆减速剂。下列说法正确的是________(填序号)。


A.eq \\al(6,3)Li和eq \\al(7,3)Li互为同位素


B.eq \\al(6,3)Li和eq \\al(7,3)Li属于同种核素


C.eq \\al(7,3)LiH和eq \\al(7,3)LiD的化学性质不同


D.eq \\al(7,3)LiH和eq \\al(7,3)LiD是同种物质


②下列说法不正确的是________(填序号)。


A．碱性：Be(OH)2

B．微粒半径：K>Na>Li>Li＋


C．氧化性：Li＋

D．金属性：Cs>Rb>K>Na>Li>Be


[解析] 由题中及表中数据可知，①②③④⑤⑥⑦⑧分别位于第ⅥA族、第ⅡA族、第ⅠA族、第ⅤA族、第ⅦA族、第ⅠA族、第ⅤA族和第ⅢA族。Be的原子半径为0.089 nm，Be的最高化合价为＋2，②的最高化合价也是＋2、半径比Be大，则②为Mg；③的最高化合价为＋1、半径比Mg小，则③是Li；⑥的最高化合价为＋1、半径比Mg大，则⑥为Na；④和⑦的最高化合价都是＋5、最低化合价都是－3，则它们为第ⅤA族元素，因为④的半径较大，故④为P、⑦为N；根据同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，可知⑧为B、①为O、⑤为Cl。综上所述，①②③④⑤⑥⑦⑧分别为O、Mg、Li、P、Cl、Na、N、B。


(1)⑧号元素为B元素，在周期表中的位置是第二周期第ⅢA族；上述元素处于同一主族的有两组，分别是Li和Na，N和P。


(2)元素①和⑥能形成两种化合物，分别为氧化钠和过氧化钠，其中较稳定的是过氧化钠，过氧化钠与水反应的离子方程式为2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑。


(3)①eq \\al(6,3)Li和eq \\al(7,3)Li互为同位素，A正确；eq \\al(6,3)Li和eq \\al(7,3)Li属于不同的核素，B错误；eq \\al(7,3)LiH和eq \\al(7,3)LiD是同种物质(都是氢化锂)，化学性质几乎完全相同，C错误，D正确。②Be、Li、Na、K的金属性依次增强，故其最高价氧化物对应水化物的碱性从弱到强的顺序为Be(OH)2Na>Li>Li＋，B正确；Li、Na、K、Rb、Cs的金属性依次增强，故其阳离子的氧化性依次减弱，故氧化性从强到弱的顺序为Li＋>Na＋>K＋>Rb＋>Cs＋，C错误；同主族元素从上到下金属性依次增强，同周期元素从左到右金属性依次减弱，金属性由强到弱的顺序为Cs>Rb>K>Na>Li>Be，D正确。


[答案] (1)第二周期第ⅢA族 Li和Na，N和P


(2)2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑


(3)①AD ②C


14．下表为元素周期表的一部分，请参照元素①～⑨在表中的位置，回答下列问题。





(1)第三周期元素中非金属性最强的元素的原子结构示意图是________。


(2)②③⑦最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是________(填化学式)。


(3)下列可以判断⑤和⑥金属性强弱的是________(填序号)。


a．单质的熔点：⑤<⑥


b．化合价：⑤<⑥


c．单质与水反应的剧烈程度：⑤>⑥


d．最高价氧化物对应水化物的碱性：⑤>⑥


(4)为验证第ⅦA族部分元素非金属性的递变规律，设计如图装置进行实验，请回答：





①仪器A的名称是________，A中发生反应的离子方程式是________________________________________________________。


②棉花中浸有NaOH溶液的作用是_______________________


________________________________________________________________________(用离子方程式表示)。


③验证溴与碘的非金属性强弱：通入少量⑨的单质，充分反应后，将A中液体滴入试管内，取下试管，充分振荡、静置，可观察到______________________。该实验必须控制⑨单质的加入量，否则得不出溴的非金属性比碘强的结论。理由是_____________________。


④第ⅦA族元素非金属性随元素核电荷数的增加而逐渐减弱的原因：同主族元素从上到下原子半径逐渐______(填“增大”或“减小”)，得电子能力逐渐减弱。


[解析] 根据①～⑨在元素周期表中的位置可知，①为H，②为C，③为N，④为O，⑤为Na，⑥为Al，⑦为Si，⑧为S，⑨为Cl。


(1)第三周期元素中非金属性最强的元素是Cl，其原子结构示意图是。


(2)元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则②③⑦最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是HNO3>H2CO3>H2SiO3。


(3)根据单质的熔点不能判断金属性强弱，a错误；化合价高低不能作为比较金属性的依据，b错误；Na与水反应比Al剧烈，说明金属性：Na>Al，可以比较，c正确；元素的金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，可以比较，d正确。


(4)①A为分液漏斗，A中发生氯气与NaBr的氧化还原反应，离子方程式为2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－。②NaOH溶液用于吸收氯气，离子方程式为Cl2＋2OH－===H2O＋Cl－＋ClO－。③溴与KI反应生成碘单质，碘单质易溶于四氯化碳，将A中液体滴入试管内，充分振荡、静置，可观察到溶液分层，下层呈紫红色；若通入过量氯气，剩余的氯气能够进入试管先于Br2氧化碘离子，干扰溴与碘离子的反应，所以氯气必须少量，否则干扰检验结果。④同主族元素从上到下，原子核外电子层数增加，原子半径增大，故得到电子能力减弱。


[答案] (1)


(2)HNO3>H2CO3>H2SiO3 (3)cd


(4)①分液漏斗 2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－


②Cl2＋2OH－===H2O＋Cl－＋ClO－


③溶液分层，下层液体为紫红色 氯气能够氧化溴离子和碘离子，氯气必须少量，否则干扰检验结果 ④增大


原子
N
S
O
Si
半径r/10－10 m
0.75
1.02
0.74
1.17
选项
实验事实
推论
A
H2O的沸点比H2S的沸点高
非金属性：O>S
B
盐酸的酸性比H2SO3的酸性强
非金属性：Cl>S
C
钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈
金属性：Na>K
D
HF的热稳定性比HCl的强
非金属性：F>Cl
14Si
15P
16S
17Cl
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


时发生爆炸
最高价氧化


物的水化物
H4SiO4


弱酸
H3PO4


中强酸
H2SO4


强酸
HClO4


最强含氧酸
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
①
②
③
④
⑤
⑥
⑦
⑧
原子半径/nm
0.074
0.160
0.152
0.110
0.099
0.186
0.075
0.082
最高化合价
＋2
＋1
＋5
＋7
＋1
＋5
＋3
最低化合价
－2
－3
－1
－3