高考化学元素周期表元素周期律必备专题复习 15页

‎2014高考化学必备专题——元素周期表 元素周期律 ‎【考纲解读】1．掌握元素周期表的结构。‎ ‎2．掌握周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系 ‎3．了解周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律 ‎4.理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。‎ ‎5.以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。‎ ‎6.掌握元素周期律的实质及元素周期表(长式)的结构(周期、族)。‎ ‎7.以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质(如：原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅡA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。‎ ‎8．电离能、电负性及其周期性变化 ‎9．以上各部分知识的综合应用。‎ ‎【高考预测】本部分高考重现率几乎为100%，且常考常新，现将近两年全国各地高考试题中有关考点试题分类如下：历年考查的重点是：①同位数概念；②原子序数、核电荷数、质子数、核外电子数、中子数、质量数之间的关系；③短周期原子（或离子）核外电子排布；④元素周期表的结构；⑤同周期或同主族元素间原子半径、元素化合价、金属性非金属性（表现为单质及化合物的某些性质）的递变规律。新教材增加的考点有：①核外电子运动的原子轨道和电子自旋；②核外电子的能级分布；③核外电子排布三原理；④第一电离能及其周期性变化，并用以说明元素的某些性质。；⑤元素电负性的周期性变化。‎ 一　元素周期表 ‎1．原子序数 原子中：原子序数＝_______＝________＝________＝______－_______。‎ ‎2．元素周期表 ‎(1)编排原则：‎ ‎①按____________递增顺序从左到右排列；‎ ‎②将__________相同的元素排成一横行，共有____个横行。‎ ‎③把________________相同的元素按____________递增的顺序从上到下排成一纵列，共有____列。‎ ‎(2)周期7个横行，7个周期 短周期 长周期 序号 ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ ‎5‎ ‎6‎ ‎7‎ 元素种数 ‎0族元素原子序数 ‎86‎ 不完全周期，最多容纳32种元素，目前排了26种元素 ‎(3)族18列，16个族 主族[‎ 列序 ‎1‎ ‎2‎ ‎13‎ ‎14‎ ‎15‎ ‎16‎ ‎17‎ 族序号 副族 列序 ‎3‎ ‎4‎ ‎5‎ ‎6‎ ‎7‎ ‎11‎ ‎12‎ 族序号 第Ⅷ族 第________共3列 ‎0族 第______列 口诀：七横十八纵，横行叫周期共有七周期，三四分长短，第七不完全。一八依次现，一零再一遍。纵行就做族总共十六族，八族最特殊，三行为一族，二三分主副，逢三就变族。镧锕各十五，均属第三副，构位性一体，相互可推出。‎ ‎(4)分区 ‎①分界线：沿着元素周期表中______________与____________的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。‎ ‎②各区位置：分界线左下方为__________区，分界线右上方为______________区。‎ ‎③分界线附近元素的性质：既表现__________的性质，又表现____________的性质。‎ ‎3．元素周期表中的特殊位置 ‎(1)过渡元素：元素周期表中部从______族到______族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。‎ ‎(2)镧系：元素周期表第____周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。‎ ‎(3)锕系：元素周期表第____周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。‎ ‎(4)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。‎ 特别提醒：　(1)元素周期表结构中隐含的两条规律：‎ ‎①同周期主族元素原子序数差的关系 a．短周期元素原子序数差＝族序数差；‎ b．两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，六周期元素原子序数差＝族序数差＋24；‎ c．四、五周期的ⅡA与ⅢA族原子序数之差都为11，六周期为25。‎ ‎②同主族、邻周期元素的原子序数差的关系 a．ⅠA族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32；‎ b．ⅡA族和0族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32；‎ c．ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32。‎ ‎(2)根据原子序数确定元素在周期表中的位置的思维程序 ‎①首先要熟记每周期中稀有气体元素的原子序数 周期数 ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ ‎5‎ ‎6‎ ‎7‎ ‎0族元素原子序数 ‎2‎ ‎10‎ ‎18‎ ‎36‎ ‎54‎ ‎86‎ ‎118‎ ‎(未发现)‎ ‎②比大小，定周期。若该原子序数比最邻近的稀有气体原子序数小，则该元素与该稀有气体元素同周期；若该原子序数比最邻近的稀有气体原子序数大，则该元素在稀有气体元素所在周期的下一周期。‎ ‎③求差值，定族数。若某元素原子序数比相应稀有气体元素多1或2，则该元素处于该稀有气体元素所在周期的下一周期的ⅠA族或ⅡA族；若比相应稀有气体元素少1～5，则该元素处于稀有气体元素所在周期的ⅢA～ⅦA族。对于过渡元素族序数的确定另行考虑。‎ 例1. （2013·山东理综·8）W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示，W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知 W X Y Z A．X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y B．Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y C．X元素形成的单核阴离子还原性强于Y D．Z元素单质在化学反应中只表现氧化性 答案：A 二　元素周期律 ‎1．定义 元素的性质随________的递增而呈________变化的规律。‎ ‎2．实质 元素原子________________________的结果。‎ ‎3．具体表现形式 项目 同周期(左→右)‎ 同主族(上→下)‎ 原子结构 核电荷数 逐渐____‎ 逐渐____‎ 电子层数 ‎____‎ 逐渐____‎ 原子半径 逐渐____‎ 逐渐____‎ 离子半径 阳离子逐渐____阴离子逐渐____r(阴离子)__r(阳离子)‎ 逐渐____‎ 性质 ‎　化合价 最高正化合价由____→____(O、F除外)负化合价＝__________‎ 相同最高正化合价＝________(O、F除外)‎ 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐　　‎ 非金属性逐渐　　‎ 金属性逐渐____非金属性逐渐____‎ 离子的氧化、还原性 阳离子氧化性逐渐____阴离子还原性逐渐____‎ 阳离子氧化性逐渐____阴离子还原性逐渐____‎ 气态氢化物稳定性 逐渐____‎ 逐渐____‎ 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐　　‎ 酸性逐渐　　‎ 碱性逐渐____酸性逐渐____‎ ‎4.元素金属性与非金属性的比较 ‎(1)元素金属性强弱的判断依据 ‎①根据金属单质与水(或酸)反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。‎ ‎②根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素的金属性比B对应的金属元素的金属性强。‎ ‎③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强(Fe对应的是Fe2＋，而不是Fe3＋)。‎ ‎④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。‎ ‎⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素不活泼。‎ ‎(2)元素非金属性强弱的判断依据 ‎①根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合，则其对应元素的非金属性越强。‎ ‎②根据形成的气态氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。‎ ‎③根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应的非金属元素的非金属性。‎ ‎④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则对应非金属元素的非金属性越强。‎ ‎⑤根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。‎ ‎⑥最高价含氧酸形成的盐(同种阳离子)碱性越弱对应的非金属元素的非金属性越强。‎ 例2. （2013·广东理综·22）元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如下表所示， 其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是 A．非金属性：ZQ 答案：BD 三　元素周期表和元素周期律的应用 ‎1．根据元素周期表中的位置寻找未知元素 ‎2．预测元素的性质(由递变规律推测)‎ ‎(1)比较不同周期、不同主族元素的性质。‎ 如金属性Mg＞Al，Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2____Al(OH)3，Ca(OH)2____Mg(OH)2‎ ‎(填“＞”、“＜”或“＝”)；‎ ‎(2)推测未知元素的某些性质。‎ 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2____溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)应为____色固体，与氢____化合，HAt____稳定，水溶液呈____性，AgAt____溶于水等。‎ ‎3．启发人们在一定区域内寻找新物质 ‎(1)半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。‎ ‎(2)农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。‎ ‎(3)催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。‎ 四、微粒半径大小比较规律 ‎1．同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右逐渐减小（稀有气体元素除外) ，如：Na＞Mg＞Al＞Si；Na+＞Mg2+＞Al3+。‎ ‎2．同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大， 如：Li＞Na＞K；O＞S＞Se；Li+＜Na+＜K+；F-＜C1-＜Br-。‎ ‎3．电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小，如02＞-F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。‎ ‎4．核电荷数相同(即同种元素)形成的微粒半径大小为阳离子<中性原子<阴离子，价态越高的微粒半径越小，‎ 如Fe3+＜Fe2+；H+＜H＜H-；C1＜C1-。‎ ‎5．电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较，如：比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同一族元素的O2-比较，Al3+＜02-，且O2-＜S2-，故A13+＜S2-。 ‎ 例3.（2013·江苏化学·10）短周期元素X、Y、Z、W 的原子序数依次增大，且原子最外层电子数之和为13。X 的原子半径比Y 的小，X 与W 同主族，Z 是地壳中含量最高的元素。下列说法正确的是 A.原子半径的大小顺序: r(Y)＞r(Z)＞r(W)‎ B.元素Z、W的简单离子的电子层结构不同 C.元素Y的简单气态氢化物的热稳定性比Z的强 D.只含X、Y、Z三种元素的化合物，可能是离子化合物，也可能是共价化合物 ‎【答案】D 五、表中的常用规律 ‎1.化合价规律：A.金属无负价，氟无正价氧无最高正价。B.“价奇序奇、价偶序偶”C.“6、4、2、0规则”元素的最高正价与负价（负价绝对值）之和（之差）为6、4、2、0的分别为第七、六、五、四主族。‎ ‎2．“阴上阳下”规律：若一种阳离子与一种阴离子电子层数相同，则阴离子在上一周期的后面，阳离子在下一周期的前面，阳离子的原子序数大。‎ ‎3．“序差”规律：同族的上下周期元素原子序数之间的关系 ‎①第ⅠA、ⅡA的元素上下周期元素原子序数的差值等于上一种元素所在周期所能够排列的元素种类数。因此第ⅠA、ⅡA的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数+ 上一周期所能排列的元素种类数。如：Cs的原子序数 = 37（上一种元素Rb的原子序数）+ 18（Rb所在的周期能够排列的元素种类数）= 55。‎ ‎②第ⅢA~0族的元素上下周期元素原子序数的差值等于下一种元素所在周期所能够排列的元素种类数。因此第ⅢA~0族的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数+ 下一周期所能排列的元素种类数。如：Se的原子序数 = 16（上一种元素S的原子序数）+ 18（Se所在的周期能够排列的元素种类数）= 34。‎ 六、推断中常见的“突破口”‎ ‎（1）周期表中特殊位置的关系 ‎①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge；‎ ‎②族序数等于周期数2倍的元素：C、Si；‎ ‎③族序数等于周期数3倍的元素：O ‎④周期数是族序数的2倍的元素是：Li、Ca；‎ ‎⑤周期数是族序数的3倍的元素是：Na、Ba ‎⑥最高正价与最低负价之和为0的短周期元素是：C ‎⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的元素是：S ‎⑧原子半径最小的元素为H。其次为F ‎⑨短周期中离子半径最大的是P3—‎ ‎（2）常见元素及其化合物的特性 ‎①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界硬度最大的物质、气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C；‎ ‎②空气中含量最多的元素、气态氢化物呈碱性的元素、化合价最多的元素：N；‎ ‎③地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素、氢化物在常温下呈液态的元素：O；‎ ‎④单质在常温下呈液态的元素：非金属元素Br、金属元素 Hg ‎⑤最高价氧化物既能与强酸反应又能与强碱反应的元素、最高价氧化物对应水化物既是酸又是碱的元素、地壳中含量最多的金属元素：Al ‎⑥元素的气态氢化物和最高价氧化物对应水化物可以发生化合反应的元素是N，可以发生氧化还原反应的元素是S ‎⑦单质在常温下能与水反应生成气体的元素是；Na、Li、F ‎（2013·天津化学·7）X、Y、Z、Q、R是五种短周期元素，原子序数依次增大。X、Y两元素最高正价与最低负价之和均为0；Q与X同主族；Z、R分别是地壳中含量最高的非金属元素和金属元素。‎ 请回答下列问题：‎ （1） 五种元素原子半径由大到小的顺序是（写元素符号）————————‎ （2） X与Y能形成多种化合物，其中既含极性键又含非极性键，且相对分子质量最小的物质（写分子式）————‎ （3） 由以上某些元素组成的化合物A、B、C、D有如下转化关系 ‎ ‎ 其中C是溶于水显酸性的气体；D是淡黄色固体。写出C的结构式——；D的电子式——‎ ①如果A、B均由三种元素组成，B为两性不溶物，则A的化学式为——‎ 由A转化为B的离子方程式——————‎ ②如果A由三种元素组成，B由四种元素组成，A、B溶液均显碱性。用离子方程式表示A溶液显碱性的原因——————————————————。A、B浓度均为0.1mol/L的混合溶液中，离子浓度由大到小的顺序是——————————；常温下，在该溶液中滴加稀盐酸至中性时，溶质的主要成分有————————————。‎ ‎【答案】原子半径大小顺序为Na＞Al＞Ｃ＞Ｏ＞Ｈ（２）Ｃ２Ｈ２‎ ‎（３），‎ ①Ａ为ＮａＡｌＯ２， AlO2-+2H2O+CO2=Al(OH)3+HCO3-或2 AlO2-+3 H2O+CO2=2 Al(OH)3+CO32- ‎ ② CO32-+H2OHCO3-+OH-, c(Na+) c(HCO3-) c(CO32-) c(OH-) c(H+), 溶质是NaHCO3、NaCl、CO2。‎ ‎【考点精析】‎ 考点1 元素周期表的结构 ‎ 例1. （2013·福建理综·9）四种短周期元素在周期表中的位置如右图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是 A．原子半径Z7;Y单质是一种黄色晶体；R基态原子3d轨道的电子数是4s轨道电子数的3倍。Y、Z分别与钠元素可以形成化合物Q和J，J的水溶液与AgNO3溶液反应可生成不溶于稀硝酸的白色沉淀L;Z与氢元素形成的化合物与G反应生成M。‎ ‎ 请回答下列问题：‎ ‎ ⑴M固体的晶体类型是 。‎ ‎ ⑵Y基态原子的核外电子排布式是 ① ；G分子中X原子的杂化轨道的类型是 ② 。‎ ‎ ⑶L的悬浊液加入Q的溶液，白色沉淀转化为黑色沉淀，其原因是 。‎ ‎⑷R的一种含氧酸根RO42－具有强氧化性，在其钠盐中加入稀硫酸，溶液变为黄色，并有无色气体产生，该反应的离子方程式是 。‎ 答案：（1）离子晶体；（2）1s2 2s2 2p6 3s2 3p4， sp3杂化；‎ （1） AgCl悬浊液中加入Ag2S，Ksp（AgCl）Y，下列说法错误的是(　　)‎ A．X与Y形成的化合物中，X可以显负价，Y显正价 B．第一电离能可能Y小于X C．最高价含氧酸的酸性：X的弱于Y的 D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX ‎7．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是(　　)‎ A．X的原子半径比Y小 B．X和Y的核电荷数之差为m－n C．电负性X>Y D．第一电离能X③>②>①B．原子半径：④>③>②>①‎ C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>①‎ ‎10．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是(　　)‎ A．已知Ra是第7周期、ⅡA族的元素，故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强 B．已知As是第4周期、ⅤA族的元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性强 C．已知Cs的原子半径比Na的原子半径大，故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈 D．已知Cl的核电荷数比Al的核电荷数大，故Cl的原子半径比Al的原子半径小 ‎11．下列实验不能达到预期目的的是(　　)‎ 序号 实验操作 实验目的 A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱 B MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3‎ 比较镁、铝的金属性强弱 C 测定相同浓度Na2CO3、Na2SO4两溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱 D Fe、Cu分别与盐酸反应 比较铁、铜的金属性强弱 ‎12.A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是(　　)‎ A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等 C．元素A、C简单离子的半径大小关系为AC 二、非选择题(本题包括4小题，共52分)‎ ‎13．(8分)元素周期表中前七周期的元素种类如下表所示：‎ 周期数 ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ ‎5‎ ‎6‎ ‎7‎ 元素种类 ‎2‎ ‎8‎ ‎8‎ ‎18‎ ‎18‎ ‎32‎ ‎32‎ ‎(1)第6、7周期比第4、5周期多了14种元素，其原因是____________________________。‎ ‎(2)周期表中________族所含元素种类最多。‎ ‎(3)请分析周期数与元素种类的关系，然后预言第八周期最多可能含有的元素种类为________(填字母，下同)。A．18　B．32C．50D．64‎ ‎(4)据国外有关资料报道，在独居石(一种共生矿，化学成分为Ce、La、Nb……的碳酸盐)中，查明有尚未命名的116、124、126号元素。试推断其中116号元素应位于元素周期表中的________。‎ A．第6周期ⅣA族 B．第7周期ⅥA族C．第7周期Ⅷ族 D．第8周期ⅥA族 ‎14．(10分)铊的相关信息卡片如图所示：‎ ‎(1)铊的原子序数为81，铊在元素周期表中位于第______周期第______族。‎ ‎(2)若设铊的质量数为A，则铊原子中中子数和质子数之差为________。‎ ‎(3)下列推断正确的是________。‎ A．单质的还原性：Tl>Al B．原子半径：Al>Tl C．碱性：Al(OH)3>Tl(OH)3 D．氧化性：Tl3＋>Al3＋‎ ‎(4)铊(Tl)是某超导材料的组成元素之一。Tl3＋与Ag在酸性介质中发生反应：Tl3＋＋2Ag===Tl＋＋2Ag＋。下列推断正确的是________。‎ A．Tl＋最外层有1个电子B．Tl能形成＋3价和＋1价的化合物 C．Tl3＋的氧化性比Ag＋弱D．Tl＋的还原性比Ag强 ‎15．(14分)现有五种元素，其中A、B、C为短周期主族元素，D、E为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。‎ A元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素 B元素原子的核外p电子数比s电子数少1‎ C原子的第一至第四电离能分别是：I1＝738 kJ/mol I2＝1 451 kJ/mol　I3＝7 733 kJ/mol　I4＝10 540 kJ/mol D是前四周期中电负性最小的元素 E在周期表的第七列 ‎(1)已知BA5为离子化合物，写出其电子式__________。‎ ‎(2)B基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有__________个方向，原子轨道呈__________形。‎ ‎(3)某同学根据上述信息，推断C基态原子的核外电子排布图为 ‎ 该同学所画的电子排布图违背了________。‎ ‎(4)E位于________族________区，价电子排布式为________。‎ ‎(5)检验D元素的方法是________，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因是________________________________________________________________________。‎ ‎16．(10分)已知：A～F都是周期表中前四周期的元素，它们的原子序数依次增大。其中A、C原子的L层有2个未成对电子。D与E同主族，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。F3＋的M层3d轨道电子为半充满状态。请根据以上信息，回答下列问题：‎ ‎(1)A、B、C的电负性由小到大的顺序为________(用元素符号表示)。‎ ‎(2)D元素的原子核外共有________种不同运动状态的电子、________种不同能级的电子。‎ ‎(3)写出E的基态原子的电子排布式：________。‎ ‎(4)F和X(质子数为25)两元素的部分电离能数据列于下表：比较两元素的I2、I3可知，气态X2＋再失去一个电子比气态F2＋‎ 再失去一个电子难。对此，你的解释是________________________________________________________________________。‎ 元素 X F 电离能/kJ·mol－1‎ I1‎ ‎717‎ ‎759‎ I2‎ ‎1 509‎ ‎1 561‎ I3‎ ‎3 248‎ ‎2 957‎ ‎17.(10分)根据表中左栏信息，回答有关问题：‎ 信息 问题 ‎①短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，它们原子的最外层电子数均不少于最内层电子数。其中X是形成化合物种类最多的元素 ‎(1)X的最高价氧化物的结构式为____________________‎ ‎②在一定条件下，上述四种元素的单质均能与足量的氧气反应，其中Z元素的氧化物是固体，既能溶于稀硫酸，又能溶于浓NaOH溶液 ‎(2)Z元素的氧化物溶于浓NaOH溶液的离子方程式：____________________‎ ‎③Y固体单质与盐酸反应，再向反应后的溶液中加入过量的烧碱溶液，最终溶液中有白色沉淀生成 ‎(3)写出生成白色沉淀的化学方程式：________________‎ ‎④W的最高价氧化物的水化物不溶于水，但可溶于NaOH溶液 ‎(4)W的最高价氧化物的水化物可溶于NaOH溶液的离子方程式为__________‎ ‎(5)X、Y、Z、W四种元素的原子半径由大到小的顺序为__________________(用元素符号表示)‎ 答案 ‎1．C　由离子的电子排布式可推出原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布为3d64s2，因为共有8个价电子，所以为Ⅷ族。‎ ‎2．D　A项：第2列为0族元素，第3列为ⅠA族元素，且11号元素应在10号元素下一周期，19号元素应在18号元素的下一周期；B项：2号元素应在第1周期0族位置，在3、4号元素所在周期的上一周期；C项：6、12、24号元素不应在同一主族。‎ ‎3．D　A项，H为非金属；B项，p区左下角元素为金属；C项，d区内Cr为3d54s1。‎ ‎4．C　非金属性越强，其气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，C的非金属性强于Si，P的非金属性强于As，因此CH4的稳定性大于SiH4，H3PO4的酸性强于H3AsO4，故A、D项均错误。O2－和F－的电子层结构相同，由于O原子比F原子核电荷数少，故半径：O2－>F－，B项错误。同主族元素从上到下，原子失电子能力增强，C项正确。‎ ‎5．A　同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大，故A正确，C不正确；由于Mg的外围电子排布式为3s2，而Al的外围电子排布式为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁的；D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的。‎ ‎6．C　由题意，非金属性X>Y，所以最高价含氧酸的酸性：X的强于Y的。‎ ‎7．D　Xm＋与Yn－的核外电子排布相同，则质子数X>Y，原子半径X>Y。X比Y更易失电子，第一电离能X小于Y，电负性X小于Y。‎ ‎8．C　本题考查的是核外电子排布的知识。A中1s2结构的原子为He,1s22s2结构的原子为Be，两者性质不相似；B项X原子为Mg，Y原子N层上有2个电子的有多种，如第4周期中Ca、Fe等都符合，化学性质不一定相似；C项均为ⅣA元素，同主族元素，化学性质一定相似；D项最外层只有1个电子的第ⅠA族元素可以，过渡元素中也有很多最外层只有1个电子的，故性质不一定相似。‎ ‎9．A　①～④四种元素分别为S、P、N、F，第一电离能F>N、P>S，又由于第一电离能N>P，所以A项正确；原子半径N>F，故B项错误；电负性应S>P，即①>②，故C项错误；F无正化合价，N、S、P最高正化合价分别为＋5、＋6、＋5价，故应为①>③＝②，D项错误。‎ ‎10．B　同主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减，则最高价氧化物对应水化物碱性增强，金属活泼性增强，非金属气态氢化物稳定性减弱，A、C正确，B错误；同周期从左到右原子半径递减，D正确。‎ ‎11．B　元素的非金属性强弱和金属性强弱的实质是得失电子的难易。可以通过直接或间接地比较变化过程中元素得失电子的难易，来比较元素非金属性和金属性的强弱。A项Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应条件的难易即可判断出氯、溴的非金属性强弱；B项MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3，但无法比较二者的金属性强弱；C项测定Na2CO3、Na2SO4两溶液的pH，根据pH的数据可判断出Na2CO3与Na2SO4水解程度的大小，从而判断出碳、硫的非金属性的强弱；D项利用Fe、Cu与盐酸反应现象的不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱。‎ ‎12．C　自然界中含量最多的元素为氧；由题意知B元素K层和L层电子数之和为10，则M层为8个，N层为2个，故B元素为钙；C是第3周期第一电离能最小的元素，为钠；第3周期中第一电离能最大的元素为氩。选项C中，A的简单离子O2－和C的简单离子Na＋‎ 具有相同的电子层结构，根据“序大径小”的规律知r(O2－) >r(Na＋)。‎ ‎13．解析：　(3)根据题意可通过分析已知数据归纳出潜在的规律：‎ 周期数 ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ ‎5‎ ‎6‎ ‎7‎ 元素种类 ‎2‎ ‎2×12‎ ‎8‎ ‎2×22‎ ‎8‎ ‎2×22‎ ‎18‎ ‎2×32‎ ‎18‎ ‎2×32‎ ‎32‎ ‎2×42‎ ‎32‎ ‎2×42‎ 可见，规律是2n2(n＝1、2、3……)，由此预测第8周期元素应为2×52＝50种，答案为C。(4)116－86－14＝16，则为第7周期ⅥA族。‎ 答案：　(1)第6、7周期在ⅢB族出现了镧系、锕系 ‎(2)ⅢB　(3)C　(4)B ‎14．解析：　(1)推断Tl在元素周期表中的位置，可利用各周期的元素种类数(2、8、8、18、18、32)进行分析，81－2－8－8－18－18＝27，首先推知该元素位于第6周期，第六周期中镧系有15种元素占一个格，则27－14＝13。根据元素周期表的结构可知，第13纵行为第ⅢA族，即Tl在元素周期表中的位置为：第6周期第ⅢA族。‎ ‎(2)根据A－Z＝N，可知铊原子中中子数和质子数之差为(A－Z)－Z，即A－162。‎ ‎(3)根据元素周期律的递变规律，同主族从上至下，元素金属性逐渐增强，单质还原性增强，原子半径增大，离子氧化性减弱，碱性增强。‎ ‎(4)铊位于第ⅢA族，说明铊原子最外层有3个电子，则Tl＋最外层有两个电子，A错；由Tl3＋＋2Ag===Tl＋＋2Ag＋知，Tl3＋的氧化性比Ag＋强，Ag的还原性比Tl＋强，C、D错。‎ 答案：　(1)6　ⅢA　(2)A－162　(3)A　(4)B ‎15．解析：　根据提供信息，可以推断A为H，B为N，C为Mg，D为K，E为Mn。‎ ‎ ‎ ‎(2)N的基态原子中能量最高的电子为2p能级上的电子，电子云在空间有3个方向，原子轨道呈纺锤形(或哑铃形)。‎ ‎(3)该同学所画的电子排布图中3s能级上的两个电子自旋方向相同，违背了泡利不相容原理。‎ ‎(4)Mn的价电子排布式为3d54s2，位于第四周期ⅦB族，属于d区元素。‎ ‎(5)检验钾元素可以利用焰色反应。‎ 答案：　‎ ‎(2)3　纺锤(或哑铃)‎ ‎(3)泡利不相容原理 ‎(4)ⅦB　d　3d54s2‎ ‎(5)焰色反应　当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将以光的形式释放能量。‎ ‎16．解析：　A、C原子的L层有2个未成对电子，则A为1s22s22p2，C为1s22s22p4；A为C(碳)，C为O，A～F序数依次增大，则B为N。D与E同主族，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构，则D为Mg，E为Ca；F3＋的M层3d轨道电子为半充满状态，则F为Fe。(1)C、N、O的电负性，由小到大顺序为CZ>W>X。‎ 答案：　(1)O===C===O ‎(2)Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O ‎(3)MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl ‎(4)H2SiO3＋2OH－===SiO＋2H2O ‎(5)Mg>Al>Si>C