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第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律1.认识原子核外电子排布，元素最高化合价和最低价和原子半径随元素原子序数递增而呈现周期性的变化规律。
2.以第三周期元素为例构建元素周期律，认识元素同周期元素的金属性、非金属性等随原子序数递增而呈现的周期性变化的规律。
3.由元素“位置—结构—性质”认识元素性质，由“结构—性质—用途”认识物质性质。
4.认识元素周期律的含义和实质。
5.认识元素性质与原子结构的关系。
知识点一元素性质的周期性变化规律知识点二元素周期表和元素周期律的应用知识点一元素性质的周期性变化规律1.1～18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（2周期序号原子序数原子半径/nm结论第一周期10.037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→90.152→0.071大→小第三周期11→170.186→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→0①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4.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)3Mg(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 ＋===Al 3＋＋3H 2O B ：Al(OH)3＋OH －===AlO －2＋2H 2OC ：Mg(OH)2＋2H ＋===Mg 2＋＋2H 2OD ：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>Al5.非金属性的递变规律6.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的变化。
元素周期律1．了解元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价等元素性质的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。
2．以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，了解同周期元素性质的递变规律。
3．能用原子结构解释元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。
4．会判断粒子半径的大小。
自主梳理①原子结构与元素性质、元素化合价的关系原子类别与元素性质的关系与元素化合价的关系稀有气体最外层电子数为8(He 为2)，结构稳定，性质不活泼原子结构为稳定结构，常见化合价为零金属元素原子最外层电子数一般小于4，较易失去电子易失去最外层电子，达到稳定结构，其最高正价为＋m (m 为最外层电子数)非金属元素原子最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，形成8电子稳定结构得到一定数目的电子，达到稳定结构，其最低负价为m －8(H 为m －2)②元素的主要化合价元素最高价与最低价的关系元素最高化合价＝最外层电子数(O 、F 除外)最低化合价＝最外层电子数－8|最高化合价|＋|最低化合价|＝8常见元素化合价的特点H ：＋1、－1、0价，如H 2O 、NaH 、H 2。
F ：－1、0价，如NaF 、F 2(F 无最正价)。
O ：常见有－2、－1、0价，如CaO 、Na 2O 2、O 2(O 无最高正价)。
一、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规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素原子的________________呈现周期性变化。
2．原子半径的变化规律(稀有气体除外)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．元素的主要化合价规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的________________呈现周期性变化。
二、元素金属性与非金属性的周期性变化(以第三周期为例)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 ＋2H 2O====ΔMg(OH)2＋H 2↑结论结合Na 与水的反应的现象，Na 与水反应置换H 2比Mg______，则金属性：______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)3Mg(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 ＋＝Al 3＋＋3H 2OB ：Al(OH)3＋OH －＝AlO －2＋2H 2OC ：Mg(OH)2＋2H ＋＝Mg 2＋＋2H 2OD ：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：________________结论：同周期中，从左到右，元素的___________逐渐减弱。
第二节元素周期律一、元素性质的周期性变化规律1.元素原子核外电子排布周期性变化、结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现由1到8的周期性变化（第一周期元素除外）。
2.元素原子半径的周期性变化结论：随着原子序数的递增，同周期的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结论：随着原子序数的递增，元素的最高正价呈现由+1到+7、最低负价呈现由-4到-1的周期性变化。
【总结】短周期元素微粒半径和化合价规律（1）半径比较：①“三看”法“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大。
如r(Na)>r(Li)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
如r(Na)>r(Mg)“三看”核外电子数：当核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。
如r(Fe2+)>r(Fe3+)②参照物比较法不同周期、不同主族时，可根据元素周期表中的相对位置及变化规律，选择一种元素作为“桥梁”来比较。
如Rb和Ca比较，因r(K)>r(Ca)，r(Rb)>r(K)，所以r(Rb)>r(Ca)。
（1）短周期元素化合价规律①在短周期中，元素原子的最外层电子数= 元素的最高正化合价（O、F除外）。
②F无正价，只有0价和-1价；O没有最高正价，O除了与F形成化合物显正价外，在其他化合物中都显负价。
③|元素最低负价| + 最高正价= 8（H、O、F除外）【例1】下列粒子半径大小的比较中，正确的是()A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋C．Na＜Mg＜Al＜SD．Cs＋＞Rb＋＞Na＋＞K＋【答案】B【例2】X、Y、Z均为短周期元素，X、Y处于同一周期，X、Z的最低价离子分别为X2－和Z－，Y＋和Z－具有相同的电子层结构。
下列说法正确的是()A．原子最外层电子数：X>Y>ZB．单质沸点：X>Y>ZC．离子半径：X2－>Y＋>Z－D．原子序数：X>Y>Z【答案】D4.元素金属性和非金属性的周期性变化（1）探究第三周期元素性质的递变①镁与水反应镁能够与废水反应，生成氢气和氢氧化镁：Mg + 2H2OMg(OH)2↓+ H2↑；镁与水反应不如与钠反应剧烈②氢氧化铝的性质两性氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物。
第四章物质结构元素周期律第一节原子结构与元素周期表1.认识原子的构成，了解原子核外电子排布规律，能画出1～20号元素的原子结构示意图。
2.能从原子结构的角度理解元素周期表的编排原则，能进行元素在周期表中的位置与原子结构之间的相互推导。
3.了解元素周期表的发展历程及现行元素周期表的结构。
4.知道元素、核素、同位素、A Z X的含义，并能比较它们的不同。
5.知道碱金属元素、卤族元素的结构和性质，能从原子结构角度解释同主族元素性质的递变规律。
6.能设计实验方案，探究同主族元素性质的递变性7.巩固原子的构成，加深对核素、同位素概念的理解，熟练掌握核电荷数、质子数、中子数、质量数之间的关系。
8.熟练掌握元素周期表的结构，能用原子结构理论解释同族元素性质的相似性和递变性。
知识点一原子的构成知识点二原子核外电子排布知识点三元素周期表的编排原则与结构知识点一原子的构成1.构成原子的微粒及其性质2.质量数(1)概念：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，常用A 表示。
(2)构成原子的粒子间的两个关系①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
②质子数＝核电荷数＝核外电子数。
3.元素(1)概念：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称。
(2)决定元素种类的是质子数。
4.核素(1)概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
表示方法：A Z X。
(2)实例原子符号(A Z X)原子名称氢元素的原子核质子数(Z)中子数(N)11H氕1021H或D氘1131H或T氚125.同位素(1)概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(即同一元素的不同核素互称为同位素)。
“同位”是指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置。
例如：氢元素有11H、21H、31H三种核素；碳元素有126C、136C、146C等核素；氧元素有168O、178O和188O三种核素；铀元素有23492U、23592U、23892U等核素。
第二节元素周期律（一）元素性质的周期性变化律一、元素周期律1、定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化，这一规律叫做元素周期律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、微粒半径大小比较1、同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子2、电子层数越多，半径越大3、电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”判断元素金属性和非金属性强弱的方法：金属性——①单质与水或酸反应难易程度；②最高价氧化物的水化物的碱性强弱；③置换反应：Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性——①单质与氢气化合的难易程度；②生成的氢化物稳定性；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强弱；④置换反应：2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
（Ⅰ）同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4（Ⅱ）同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI（Ⅲ）金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）电子层数：层大径大（2）核电荷数：序大径小（3）核外电子数：电大径大四、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
元素周期律知识集结知识元原子核外电子的排布知识讲解1、核外电子的分层排布在多电子的原子里，电子的能量并不相同。
能量低的，通常在离核近的区域运动；能量高的，通常在离核远的区域运动。
核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。
其关系如下：电子层(n)符号1K 2L 3M 4N 5O 6P 7Q离核远近能量高低近→远低→高2、原子核外电子的排布规律(1)原子(离子)结构的表示方法，如下所示：(2)原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中，二者则不相等。
如：Na＋；Cl－。
阳离子：核外电子数小于核电荷数。
阴离子：核外电子数大于核电荷数。
注意：(1)电子层实质上是一个“区域”，或者说是一个“空间范围”，它与宏观上层的含义完全不同。
(2)核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。
如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制。
其原子结构示意图为而不应该是。
例题精讲原子核外电子的排布例1.已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A<B<C，且都小于18，A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个。
试推断：(1)三种元素的名称和符号：A______________，B________________，C________________。
(2)画出三种元素的原子结构示意图：A______________，B________________，C________________。
【答案】(1)碳C 硅Si 氯Cl (2)【解析】题干解析:由A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，可知A是碳元素；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半，可知B为硅元素；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个，可知C应为氯元素。
例2.短周期元素中，A元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素原子最外层电子数是其内层电子总数的3倍；C元素原子M层电子数等于其L层电子数的一半；D元素原子最外层有1个电子，D的阳离子与B的阴离子电子层结构相同，则4种元素原子序数关系中正确的是( )A．C＞D＞B＞A B．D＞B＞A＞CC．A＞D＞C＞B D．B＞A＞C＞D【答案】A【解析】题干解析:A元素原子的次外层电子数只能是2，最外层电子数是4，A的原子序数为6；B元素的内层电子总数只能是2，最外层电子数为6，B的原子序数为8；C元素原子有3个电子层，L层必有8个电子，M层有4个电子，C的原子序数为14；D的阳离子与B的阴离子(即O2－)电子层结构相同，D为Na，原子序数为11；故原子序数：C＞D＞B＞A。
例3.下图微粒的结构示意图，正确的是( )A．Mg2+B．ClC．Ar D．K【答案】A【解析】题干解析:从结构示意图可以看出其核内质子数为12，核外电子数是10，则电子数大于质子数，所以该微粒带负电荷，故表示的是镁离子，故A正确；B．其核内质子数为17，核外电子数是18，为氯离子，故B错误；C．核外电子排布规律：K层不超过2个电子；第二层不超过8个电子，应为，故C错误；D．核外电子排布规律：K层不超过2个电子；第二层不超过8个电子；最外层不超过8个电子，应为。
故D错误；A．某原子K层上只有一个电子B．某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍C．某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍D．某离子的核电荷数与最外层电子数相等【答案】B【解析】题干解析:K、L、M电子层上最多容纳的电子数分别为2、8、18；K层上可排1个电子，也可排2个电子，A有可能；当M层上排有电子时，L层上一定排满8个电子，而M层上最多只能排18个电子，又18<8×4，B一定是错误的；K层上最多只能排2个电子，2×4＝8，即M 层和L层都为8个电子的离子结构示意图为，K＋、Ca2＋等均有可能；最外层电子数可为2或8，核电荷数与最外层电子数相等，可有两种情况，一种是均为2，但这种情况只能是原子，另一种是均为8，核电荷数为8的元素为氧，氧离子的最外层电子数也为8，D有可能。
当堂总结1．确定元素的种类根据原子核外电子排布的某些特点可以确定元素的种类，注意1～20号元素原子结构的特殊关特殊关系元素最外层电子数等于次外层电子数的一半Li、Si最外层电子数等于次外层电子数Be、Ar最外层电子数等于次外层电子数的2倍C最外层电子数等于次外层电子数的3倍O最外层电子数等于次外层电子数的4倍Ne最外层电子数等于电子层数H、Be、Al最外层有1个电子H、Li、Na、K最外层有2个电子He、Be、Mg、Ca内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素Li、P电子总数为最外层电子数2倍的元素Be元素最外层电子数得失电子能力化学性质主要化合价稀有气体元素8(He为2)一般不易得失电子较稳定，一般不参与化学反应金属元素＜4易失电子金属性只有正价，一般是＋1→＋3非金属元素≥4易得电子非金属性既有正价又有负价特别提醒：(1)通常把最外层有8个电子(K层为最外层时电子数是2个)的结构，称为相对稳定结构。
稀有气体的原子就是上述结构，一般不与其他物质发生化学反应。
当元素的原子最外层电子数小于8(K层小于2)时是不稳定结构。
在化学反应中，不稳定结构总是通过各种方式(如得失电子、共用电子等)趋向达到相对稳定结构。
(2)过渡元素原子最外层电子数不超过2个，若原子最外层有n个电子：①n＝1，位于第ⅠA族或过渡元素区。
②n＝2，位于第ⅡA族、0族或过渡元素区。
③n≥3时，则一定位于第n主族(n＝8时，位于0族)。
元素周期律知识讲解1、原子结构的周期性变化(1)元素原子核外电子排布的周期性变化规律：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)元素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。
2．元素性质的周期性变化(1)元素主要化合价的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1→＋7，最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。
注意：元素化合价的“三个二”①二“特殊”F无正价，O无最高正价。
②二“只有”金属只有正价，只有非金属才有负价。
③二“等式”(主族元素)最高正价＝最外层电子数，|最低负价数值|＋|最高正价数值|＝8。
(2)元素金属性、非金属性的周期性变化Na Mg Al 规律(同周期从左到右)结论：随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。
3、元素周期律内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
实质：元素周期律是核外电子排布发生周期性变化的必然结果。
注意：(1)元素的性质包括：原子半径、元素的主要化合价、金属性、非金属性等。
(2)物质的性质：物理性质：颜色、状态、气味、挥发性、溶解性、密度、硬度、熔沸点、导电性、延展性等。
化学性质：氧化性、还原性、稳定性、酸性、碱性等。
负价数＝族序数－8同，最高正价＝族序数金属性减弱增强非金属性增强减弱5、元素的金属性、非金属性强弱判断规律(1)金属性强弱的判断依据①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。
②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的金属性强于B。
④金属单质的还原性越强，金属性就越强。
⑤在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的金属性。
⑥金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。
(2)非金属性强弱的判断依据①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
③元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。
⑥非金属单质的氧化性越强，则非金属性就越强。
⑦非金属元素A、B形成化合物A x B y，A显正价，B显负价，则非金属性B比A强。
例题精讲元素周期律例1.已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A<B<C，且都小于18，A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个。
试推断：(1)三种元素的名称和符号：A______________，B________________，C________________。
(2)画出三种元素的原子结构示意图：A______________，B________________，C________________。
【答案】(1)碳C 硅Si 氯Cl (2)【解析】题干解析:由A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，可知A是碳元素；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半，可知B为硅元素；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个，可知C应为氯元素。
例2.短周期元素中，A元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素原子最外层电子数是其内层电子总数的3倍；C元素原子M层电子数等于其L层电子数的一半；D元素原子最外层有1个电子，D的阳离子与B的阴离子电子层结构相同，则4种元素原子序数关系中正确A．C＞D＞B＞A B．D＞B＞A＞CC．A＞D＞C＞B D．B＞A＞C＞D【解析】题干解析:A元素原子的次外层电子数只能是2，最外层电子数是4，A的原子序数为6；B元素的内层电子总数只能是2，最外层电子数为6，B的原子序数为8；C元素原子有3个电子层，L层必有8个电子，M层有4个电子，C的原子序数为14；D的阳离子与B的阴离子(即O2－)电子层结构相同，D为Na，原子序数为11；故原子序数：C＞D＞B＞A。
A．酸性强弱：HClO3＞H2SO3＞H3PO4B．碱性：NaOH＞KOH＞Ca（OH）2＞Mg（OH）2C．稳定性HCl＞H2S＞PH3D．氧化性Na+＞Mg2+＞Al3+【解析】题干解析:A．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，应为HClO4＞H2SO4＞H3PO4，否则不能比较酸性强弱，故A错误；B．金属性K＞Ca＞Na＞Mg，元素的金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的碱性越强，因Ca（OH）2溶解度较小，则碱性KOH＞NaOH＞Ca（OH）2＞Mg（OH）2，故B错误；C．非金属性Cl＞S＞P，元素的非金属性越强，对应的氢化物的稳定性越强，故C正确；D．金属单质的还原性Na＞Mg＞Al，氧化性Na+＜Mg2+＜Al3+，故D错误．故选C．【解析】题干解析:A．位于第ⅦA族，原子最外层电子数都是7，故A正确；B．从F2到I2，得到电子的能力减小，氧化性逐渐减弱，故B错误；C．从上到下对应单质的颜色加深，则从F2到I2，颜色逐渐加深，故C正确；D．卤素单质均为分子晶体，相对分子质量越大熔沸点越大，则熔、沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2，故D正确；故选B．【解析】题干解析:A．非金属性：Cl＞Br＞I，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，则酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，故A正确；B．金属性：Ba＞Mg＞Be，元素的金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则碱性：Ba（OH）2＞Mg（OH）2＞Be（OH）2，故B正确；C．非金属性：F＞Br＞I，元素的非金属性越强，对应的单质的氧化性越强，则氧化性：F2＞Br2＞I2，故C错误；D．金属性：K＞Na＞Li，元素的金属性越强，对应的单质的还原性越强，则还原性：Li＜Na ＜K，故D正确．故选C．B．钡可以从KCl溶液中置换出钾C．氧化性：K+＞Ba2+＞Na+D．碱性：KOH＞Ba（OH）2＞NaOH【答案】D【解析】题干解析:A．钡的活动性介于钠和钾之间，钡的金属性比钠强，钡与水反应比钠与水反应更剧烈，故A错误；B．钡与水反应，金属性比钾弱，不能置换KCl溶液中置换出钾，故B错误；C．金属性K＞Ba＞Na，金属性越强对应离子的氧化性越弱，所以离子氧化性为K+＜Ba2+＜Na+，故C错误；D．金属性K＞Ba＞Na，金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，所以碱性KOH＞Ba（OH）2＞NaOH，故D正确．故选：D．例7.下列性质的递变规律不正确的是（）A．NaOH、KOH、CsOH碱性依次增强B．Li、Na、K、Rb、Cs的失电子能力逐渐增强C．Al3+、Mg2+、Na+的离子半径依次减小D．F2、Cl2、Br2、I2的熔沸点依次升高，密度依次增大【答案】C【解析】题干解析:A．Na、K、Cs位于同一主族，且原子序数逐渐增大，同主族元素随核电荷数的增大元素的金属性逐渐增强，则对应最高价氧化物的水化物的碱性逐渐增强，故A正确；B．Li、Na、K、Rb、Cs位于同一主族，且原子序数逐渐增大，同主族元素随核电荷数的增大元素的金属性逐渐增强，则失电子能力逐渐增强，故B正确；C．Na、Mg、Al位于同一周期，且原子序数逐渐增大，同周期元素从左到右离子半径逐渐减小，所以Al3+、Mg2+、Na+的离子半径依次增大，故C错误；D．F2、Cl2、Br2、I2的相对分子质量逐渐增大，分子间作用力依次增强，所以熔沸点依次升高，密度依次升高，故D正确．故选C．例8.如表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是（）A．常压下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同C．W的氢化物的稳定性比X的氢化物的稳定性高D．Y元素的非金属性比W元素的非金属性强【答案】D【解析】题干解析:由元素在周期表中位置，可知X为氮，W为磷，Y为硫，Z为Br，R为Ar．A．常温下氮气、氩为气体，磷、硫为固体，而溴为液，故溴的沸点不是最高的，故A错误；B．Y的阴离子核外有18个电子，与R原子相同，Z的阴离子核外有36个电子，与R得电子层结构不相同，故B错误；C．同主族自上而下非金属性减弱，非金属性X＞W，非金属性越强，氢化物越稳定，故氢化物稳定性X＞W，故C错误；D．同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强，故金属性非金属性Y＞W，故D正确，故选D．例9.X、Y、Z是三种短周期主族元素，在元素周期表中的位置如表所示，下列说法正确的是（）A．原子半径：X＜Y＜ZB．X的气态氢化物的热稳定性强于Z的气态氢化物的C．若Z的最高正化合价为+m，则X的最高正化合价也一定为+mD．Y和Z的最高价氧化物对应的水化物可能均为强碱【答案】B【解析】题干解析:A．同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，故原子半径Y ＞Z＞X，故A错误；B．若为非金属，同主族自上而下非金属性减弱，故非金属性X＞Z，非金属性越强氢化物的稳定性越强，故氢化物稳定性X＞Z，故B正确；C．X为氧或F，X元素的最高化合价不等于族序数，故C错误；D．Y、Z处于第三周期，第三周期中只有NaOH是强碱，氢氧化镁为中强碱，氢氧化铝为弱碱，故D错误；故选B．当堂总结1．“10电子”“和18电子”微粒的组成规律（1）10电子微粒单核原子或离子N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+等双核分子或离子HF、OH-等三核分子或离子H2O等四核分子或离子NH3等五核分子或离子CH4、NH4+（2）18电子微粒单核原子或离子P3-、S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+等双核分子或离子HCl、F2、HS-三核分子H2S多核分子H2O2等微粒半径的大小比较知识讲解1.粒子半径大小的比较——“四同”规律(1)同周期——“序大径小”①规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。
