2024年高考化学一轮复习：专题9元素周期表
一、选择题
1．短周期元素W、X、Z、Y、N，原子序数依次增大，W与Y原子最外层电子数之和等于X原子最外层电子数，它们形成如图物质，下列说法正确的是（ ）
A．原子半径W＜X＜Y＜N＜Z
B．N的含氧酸酸性比Y的强
C．Z、N都能与X形成有漂白性的物质，且漂白原理相似
D．该化合物中所有原子都满足结构
【答案】C
【知识点】无机物的推断；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
2．已知前四周期主族元素M、N、P、Q、W在周期表中的位置如图所示，且最外层电子数之和为20。则下列说法正确的是（）
A．M、N的简单氢化物的稳定性：M
C．Q是同周期主族元素中离子半径最小的元素
D．W的氯化物一定满足8电子稳定结构
【答案】C
【知识点】元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
3．常见的非金属元素和金属元素及其化合物是中学化学核心知识。下列说法正确的是（ ）
A．半径大小：r(Al)>r(Na) B．电离能大小：I1(N)>I1(O)
C．电负性大小：χ(F)<χ(O) D．碱性强弱：NaOH
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
4．（2023高一下·汕尾期末）火星气体及岩石中富含原子序数递增的四种短周期元素，其中为短周期元素中原子半径最大的元素（除稀有气体元素），为同一主族元素，是地壳中含量最高的元素，火星岩石中含有。下列判断正确的是（ ）
A．离子半径：
B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：
C．简单氢化物的稳定性：
D．化合物只含离子键
【答案】C
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】A、电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Na+
C、元素的非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，非金属性：C>Si，则简单氢化物的稳定性：CH4>SiH4，即X>W，故C正确；
D、 为Na2SiO3，Na2SiO3中含有离子键和共价键，故D错误；
故答案为：C。
【分析】Z为短周期元素中原子半径最大的元素，则Z为Na元素，Y是地壳中含量最高的元素，则Y为O元素，火星岩石含有 ，则W化合价为+4价，X、W为同一主族元素，则X为C元素，W为Si元素。
5．现有4种短周期主族元素X、Y、Z和Q，原子序数依次增大。相关信息如下表：
元素 相关信息
X 最外层电子数是核外电子总数的一半
Y 在地壳中含量居第三位
Z 单质为淡黄色固体，常存在于火山喷口附近
Q 同周期元素中原子半径最小
下列说法正确的是（ ）
A．常温时，X单质能与水发生剧烈反应
B．工业上常用电解熔融的来制备Y
C．因为Q元素的氢化物酸性比Z强，所以非金属性：Q>Z
D．第5周期且与Q同主族元素的单质在常温常压下呈固态
【答案】D
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
6．现有四种元素基态原子的电子排布式如下：①②③④。则下列有关比较中正确的是（ ）
A．第一电离能：④>③>①>② B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>①>② D．最高正化合价：④>③=②>①
【答案】C
【知识点】原子核外电子排布；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】A、同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，同主族从上到下第一电离能减小，因此第一电离能：F＞N＞P＞S，即④＞③＞②＞①，故A错误；
B、电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，原子半径：P＞S＞N＞F，即②＞①＞③＞④，故B错误；
C、元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性：F＞N＞S＞P，则电负性：F＞N＞S＞P，即④＞③＞①＞②，故C正确；
D、N与P的最高正价为+5价，S的最高正价为+6价，F无最高正价，所以最高正化合价：①＞③=②，故D错误；
故答案为：C。
【分析】 为S元素， 为P元素， 为N元素， 为F元素。
7．（2023高二下·彭泽期末）CdSnAs2是一种高迁移率的新型热电材料，下列有关该材料所涉及元素及其同族元素相关化合物的论述正确的是（ ）
A．键角由大到小的顺序为NH3＞ PH3＞ AsH3
B．Cd为48号元素，其基态原子的电子排布式为[ Ar]3d104s2
C．Sn位于第五周期第IVA族，其价层电子排布式为4d105s25p2
D．SiH4中Si的化合价为+4，CH4中C的化合价为-4，因此SiH4的还原性小于CH4的
【答案】A
【知识点】原子核外电子排布；键能、键长、键角及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】 A：结构相似，N、P、As位于同一主族，原子半径逐渐增加，键合电子排斥力变小，故键角逐渐变小，故A符合题意；
B：Cd位于第五周期，电子排布式应为 [ Kr]4d10 5s2，故B不符合题意；
C：对于Sn属于主族元素，价层电子式为最外层电子，即价电子为排布式为5s25p2，故C不符合题意；
D：SiH4中H显-1价，CH4中H显+1价，-1价H具有较强还原性，因此SiH4的还原性大于CH4，故D不符合题意；
故答案为：A
【分析】基态原子电子排布式的书写：①按照构造原理写出电子填入能级的顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……②根据各能级容纳的电子数填充电子。③去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。
结构相似，中心原子半径越大，键合电子之间排斥力越小，键角越小。
主族元素的价电子数等于最外层电子数。
8．（2023高二下·南通期末）X、Y、Z、W、R属于元素周期表中前20号主族元素，且原子序数依次增大。X和Z的基态原子的2p能级上各有两个未成对电子，W与Z同族。R的最外层电子数与最内层电子数相等。下列说法正确的是（ ）
A．元素第一电离能：
B．简单离子半径：
C．简单气态氢化物的热稳定性：
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：
【答案】A
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】A、同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则第一电离能：N>O，故A正确；
B、电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，Ca2+和S2-的核外电子排布相同，但Ca的核电荷数大，则简单离子半径：S2->Ca2+，即W>R，故B错误；
C、元素的非金属性越强，简单气态氢化物的热稳定性越强，非金属性：O>S，则简单气态氢化物的热稳定性：H2O>H2S，即Z>W，故C错误；
D、X为C元素，其最高价氧化物对应水化物为碳酸，碳酸属于弱酸，W为S元素，其最高价氧化物对应水化物为硫酸，硫酸为强酸，则最高价氧化物对应水化物的酸性：W>X，故D错误；
故答案为：A。
【分析】X和Z的基态原子的2p能级上各有两个未成对电子，则X的电子排布式为1s22s22p2，为C元素，Z的电子排布式为1s22s22p4，为O元素，则Y为N元素，W与Z同族，则W为S元素；R的最外层电子数与最内层电子数相等，则R的最外层电子数为2，其原子序数大于S，则R为Ca元素。
二、多选题
9．、、三种非金属，原子最外层电子数相等。等物质的量的单质、、分别与足量钠反应时放热，反应放出的热量分别为，且，下列判断一定正确的是（ ）
A．气态氢化物的沸点
B．最高价氧化物的水化物酸性
C．气态氢化物的稳定住
D．原子半径
【答案】B,D
【知识点】元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】
X、Y、Z三种非金属，原子最外层电子数相等。则位于元素周期表相同主族，等物质的量的单质X2、Y2、Z2分别与足量钠反应时放热，反应热分别为Q1、Q2、Q3，且Q1>Q2>Q3，放出的能量越多，则非金属单质能量越高，越活泼，对应元素的非金属性越强，则非金属性：X>Y>Z。
A、非金属性：X>Y>Z，根据同主族元素从上到下元素非金属性逐渐降低可知，原子序数X
C、元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，所以氢化物稳定性应为HX>HY>HZ，故C选项错误；
D、非金属性：X>Y>Z，原子最外层电子数相等，根据同主族元素从上到下元素非金属性逐渐降低可知，原子序数X
【分析】
解题切口为给出的反应放出热量，根据放出的能量越多，则非金属单质能量越高，越活泼，对应元素的非金属性越强，来解题。
10．（2022高三上·南通开学考）、、、是原子序数依次增大的短周期不同主族元素，的轨道有两个未成对电子，元素原子半径在同周期中最大，与最外层电子数之和与的最外层电子数相等，元素单质常温下是淡黄色固体。下列说法正确的是（ ）
A．第一电离能：
B．在元素周期表中位于区
C．、、的单质形成的晶体类型相同，均为分子晶体
D．的最高价含氧酸的钠盐溶液中有三种含元素的微粒
【答案】A,B
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】A．主族元素同周期从左向右第一电离能呈增大趋势，的能级处于半满稳定状态，其第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能：，A符合题意；
B．P元素最后填充的为电子，则元素在元素周期表中位于区，B符合题意；
C．为金属元素，单质形成的晶体为金属晶体，C不符合题意；
D．的最高价含氧酸的钠盐为，溶液中含有的微粒有种，分别为、、、，D不符合题意；
故答案为：AB。
【分析】W元素单质常温下为淡黄色固体，W为S，X的2p轨道上有两个未成对电子，且各元素不同主族，则X为C元素，Y元素原子半径在同周期中最大且原子序数大于C，Y为Na元素，X与Y最外层电子数之和与Z的最外层电子数相等，Z最外层有5个电子且原子序数大于Na，Z为P元素。
11．（2023·浦东模拟）部分短周期元素的原子半径及主要化合价见下表。
元素 X Y Z W T
原子半径/nm 0.152 0.186 0.066 0.102 0.099
最外层电子数 1 1 6 6 7
下列有关说法正确的是（ ）
A．简单离子的半径：Y>Z>X
B．气态氢化物的热稳定性：W>Z
C．Y与Z形成的化合物可能具有强氧化性
D．常温下，W单质的分子间作用力小于T单质
【答案】A,C
【知识点】元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】A．据分析可知，Y为K；Z为O；X为Na，电子层结构相同的离子，随着核电荷数的增大，离子半径减小；所以简单离子的半径：Y>Z>X；故A符合题意；
B．W为S；Z为O；电负性大小为Z>W，所以气态氢化物的热稳定性：Z>W；故B不符合题意；
C．Y为K；Z为O；K和O形成的过氧化钾即可以做氧化剂又可以做还原剂；故C符合题意；
D．W为S；T为F；S单质为分子晶体；F单质为分子晶体；分子晶体之间作用力与分子量大小有关，S是以S8存在，F以F2存在，所以W单质的分子间作用力大于T单质；故D不符合题意；
故答案为：AC。
【分析】A、粒子的半径比较，一看电子层，电子层数越多半径越大，二看核电荷数，核电荷数越多半径越小，三看最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大；
B、氢化物的稳定性即比较非金属性；
C、过氧化钾既有氧化性又有还原性；
D、分子晶体的分子间作用力要结合相对分子质量判断。
12．（2022高三上·邯郸开学考）一种抗甲状腺药物结构简式如图所示，其中W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，分别位于三个周期，原子序数，下列说法错误的是（ ）
A．原子半径：
B．Y和Z的最高价含氧酸均为强酸
C．W和Y形成的化合物中只含共价键
D．该物质中Y为杂化
【答案】A,C
【知识点】元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，分别位于三个周期，则W为H元素，根据价键可知，X4个价键、Y3个价键，且原子序数，故X为C元素，Y为N元素，Z2个价键为S元素。
A．原子半径：S>C>N，即，A符合题意；
B．Y和Z的最高价含氧酸HNO3、H2SO4均为强酸，B不符合题意；
C．W和Y形成的化合物NH3、N2H4中只含共价键，但NH4H含有共价键和离子键，C符合题意；
D．该物质中Y均形成单键，为杂化，D不符合题意；
故答案为：AC。
【分析】A、同一周期，从左到右半径减小，同一主族，从上到下半径增大；
B、硝酸和硫酸都是强酸；
C、铵盐含有离子键；
D、杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化。
三、非选择题
13．（2022高一下·克州期中）下表列出了A- H8种元素在周期表中的位置(填元素符号) ：
族 周期 I A IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0
2 E F
3 A C D G H
4 B
这8种元素分别为A ，B ， C ，D ， E ，F ， G H 。其中化学性质最不活泼的是 。
【答案】Na；K；Mg；Al；C；O；Cl；Ar；Ar
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用
【解析】【解答】根据元素在周期表中的位置，A是第三周期I A族元素，A是Na元素；B是第四周期I A族元素，B是K元素；C是第三周期IIA族元素，C是Mg元素；D是第三周期IIIA族元素，D是Al元素；E是第二周期IVA族元素，E是C元素；F是第二周期VIA族元素，F是O元素；G是第三周期VIIA族元素，G是Cl元素；H是第三周期0族元素，H是Ar元素。这8种元素中，Ar原子最外层有8个电子，结构稳定，所以化学性质最不活泼的是Ar。
【分析】结合表格元素周期和主族信息，可以轻松推出各个元素符合，其中稀有气体化学性质最不活泼
14．（2022高三上·滨州期末）铁及其化合物在化工、医药、材料等领域具有广泛应用，回答下列问题：
（1）Fe元素位于元素周期表的 区，与Fe同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与Fe3+相同的元素有 种。
（2）FeCl3蒸汽状态下以双聚分子()形式存在，FeCl3的熔点(306℃)是著低于FeF3的熔点(1000℃)的原因是 ；FeCl3水溶液中Fe3+可水解生成双核阳离子[Fe2(H2O)8(OH)2]4+，结构如图所示。在该双核阳离子中，H—O—H键角 (填“大于”、“小于”或“等于”)H2O的H—O—H键角；若对FeCl3水溶液进行加热，该对核阳离子内部首先断开的是 键(填“a”或“b”)。
（3）用K4[Fe(CN)6]可检验溶液中Fe3+的存在，CN-中C原子的杂化方式为 ，K4[Fe(CN)6]中存在 (填代号)。
a．离子键|b．氢键 c．配位键 d．金属键
（4）Fe4N的晶胞沿x、y、z轴投影均如图1所示，Cu可以完全替代该晶体中a位置Fe或者b位置Fe，形成Cu替代型产物Fe(4-n)CunN，Fe4N转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图2所示，其中更稳定的Cu替代型产物的化学式为 ；Fe4N晶胞中与N最近的Fe原子数为 ；Fe与Fe之间的最短距离为 cm。
【答案】（1）d；1
（2）FeCl3为分子晶体，熔点受分子间作用力影响，而FeF3是离子晶体，熔点受离子键强弱影响，离子键强度比分子间作用力大得多；大于；a
（3）sp；ac
（4）Fe3CuN；6；
【知识点】化学键；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算；分子间作用力；元素周期表的结构及其应用
【解析】【解答】（1）已知Fe是26号元素，其价电子排布式为：3d64s2，则Fe元素位于元素周期表的d区，已知Fe3+的价电子排布式为：3d5即其基态离子未成对电子数为5，则与Fe同周期即第4周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与Fe3+相同的元素只有Mn元素1种，故答案为：d；1；
（2）FeCl3蒸汽状态下以双聚分子()形式存在，则FeCl3为分子晶体，熔点受分子间作用力影响，而FeF3是离子晶体，熔点受离子键强弱影响，离子键强度比分子间作用力大得多，故导致FeCl3的熔点(306℃)是著低于FeF3的熔点(1000℃)，FeCl3水溶液中Fe3+可水解生成双核阳离子[Fe2(H2O)8(OH)2]4+，结构如图所示。由于在该双核阳离子中H2O中的1对孤电子对形成了配位键变为成键电子对，而孤电子对对孤电子对的排斥作用大于孤电子对对成键电子对的排斥作用大于成键电子对对成键电子对的排斥作用，故该双核阳离子中的H—O—H键角大于H2O的H—O—H键角，由图可知，H2O分子不带电，而OH-带负电，与Fe3+成键时，OH-与Fe3+的距离更近，键能更大，所以b键的键能大于a键，若对FeCl3水溶液进行加热，该对核阳离子内部首先断开的是a，故答案为：FeCl3为分子晶体，熔点受分子间作用力影响，而FeF3是离子晶体，熔点受离子键强弱影响，离子键强度比分子间作用力大得多；大于；a；
（3）用K4[Fe(CN)6]可检验溶液中Fe3+的存在，根据等电子体原理可知，CN-与CO互为等电子体，故CN-中C原子有1对孤电子对，与N原子之间形成三键，则其杂化方式为sp，K4[Fe(CN)6]中存在K+与[Fe(CN)6]4-之间的离子键，CN-内部的共价键，[Fe(CN)6]4-中Fe2+和CN-之间的配位键，不存在金属键和氢键，故答案为：sp；ac；
（4）由题干信息，Fe4N的晶胞沿x、y、z轴投影均如图1所示，可知a位置为六方晶胞的8个顶点，b位置为六个面心，N位于晶胞的体心，则Cu可以完全替代该晶体中a位置Fe或者b位置Fe，形成Cu替代型产物Fe(4-n)CunN，Fe4CN转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图2所示，由图可知Cu代替a位置Fe型能量更低，更稳定，故其中更稳定的Cu替代型产物中一个晶胞含有的N为1个，Cu为=1个，Fe的个数为：=3个，故其化学式为Fe3CuN；已知Fe4N晶胞中N位于体心上，Fe位于顶点和面心上，则与N最近的Fe原子数为6个面心上的Fe，Fe与Fe之间的最短距离为晶胞面对角线的一半，则为cm，故答案为：Fe3CuN；6；22r。
【分析】（1）Fe是26号元素，位于d区；Fe3+的未成对电子数为5；
（2）熔点：原子晶体>离子晶体>分子晶体；孤电子对间排斥力＞孤电子对和成键电子对之间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力，孤电子对越多键角越小；
（3） CN-中C原子与N形成三键，采用sp杂化；K4[Fe(CN)6]中含有离子键和配位键；
（4）由图可知，a位置为六方晶胞的8个顶点，b位置为六个面心，N位于晶胞的体心，则Cu可以完全替代该晶体中a位置Fe或者b位置Fe，Fe4N转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图2所示，由图可知Cu代替a位置Fe型能量更低，更稳定。
15．海洋资源的利用具有非常广阔的前景。回答下列问题：
Ⅰ．海水提溴
（1）溴元素在元素周期表中的位置为
（2）吸收塔用二氧化硫和水吸收的离子方程式为：
（3）蒸馏塔的蒸馏温度应控制在最有利于生产，原因可能为：温度过高， ；温度过低，
（4）两次通入的离子反应相同，其离子方程式为 ，通反应后使用了空气吹出法，该方法利用了溴单质 的性质。
（5）Ⅱ．海水提镁
工业上常用于沉淀的廉价试剂①的俗名是 。操作Ⅰ的名称是 。
（6）步骤A的化学方程式为
（7）Ⅲ．海带提碘
步骤B需搅拌、加热煮沸的目的是 。步骤C中反应的离子方程式为
【答案】（1）四周期 Ⅶ A族
（2）
（3）大量水蒸气随溴排出，溴气中水蒸气的含量增加；溴不能完全蒸出，产率太低
（4）；易挥发
（5）熟石灰（或消石灰）；过滤
（6）（熔融）
（7）促使海带灰中含碘物质快速充分溶解；
【知识点】过滤；制备实验方案的设计；离子方程式的书写；化学物质的名称与俗名；元素周期表的结构及其应用
16．（2021高二上·深圳期末）下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
（1）元素p是 (填元素符号)，元素p的基态原子电子排布式是： 。
（2）cdef四种元素的第一电离能由小到大顺序为： 。
（3）o、p两元素的部分电离能数据如下表：
电离能/kJ·mol-1 元素o 元素p
I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是 。
（4）下列各项叙述中，正确的是____。
A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
B．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素
C．所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同
D．24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
【答案】（1）Fe；1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
（2）c＜e＜d＜f
（3）Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定，不容易失电子
（4）C
【知识点】元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】（1）根据上述分析可知：元素p是Fe元素，根据构造原理，可知Fe原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；
（2）c是C，d是N，e是O，f是F，它们是同一周期元素，一般情况下同一周期元素，原子序数越大，元素的第一电离能越大，但当元素处于第ⅡA、ⅤA时，原子核外电子处于全满、半满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻元素，则上述四种元素的第一电离能大小关系为：c(C)＜e(O)＜d(N)＜f(F)；
（3）元素o是25号Mn元素，元素p是26号Fe，Mn元素的第一电离能与第二电离能比较低，而且相差不大，其第三电离能比第二电离能大很多，这是由于Mn失去最外层的2个4s电子形成Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定，不容易失电子；而Fe失去最外层的2个4s电子形成Fe2+的3d轨道电子排布为3d6排布，不是半充满状态，只有当其再失去1个3d电子才变为3d轨道电子排布为半充满状态的稳定状态；
（4）A．同一原子各个轨道的能量：3s＜3p，所以镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子吸收能量，Mg原子由基态转化成激发态，A不正确；
B．价电子排布为5s25p1的元素原子最外层有3个电子，位于第五周期第ⅢA族，是p区元素，B不正确；
C．s电子的电子云是球形对称的，但各个能层的s能级的能量不同，能层序数越大，原子半径就越大，所以所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同，C正确；
D．原子核外电子排布处于全满、半满、全空时是稳定状态，则根据构造原理可知24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，D不正确；
故答案为：C。
【分析】由图可知，a为H元素，b为Li元素，c为C元素，d为N元素，e为O元素，f为F元素，g为Na元素，h为Mg元素，i为Al元素，j为Si元素，k为S元素，l为Cl元素，m为Ar元素，n为K元素，o为Mn元素，p为Fe元素。
17．（2020高一下·防城港期中）比较下列粒子的半径大小
①Na Mg O F
②Na+ Mg2+ O2- F-
③ Na+ Mg2+ S2- Cl-
【答案】Na >Mg> O >F；O2->F->Na+>Mg2+；S2->Cl->Na+>Mg2+
【知识点】元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】
①Na、Mg位于第三周期，序数：Na
②故半径由大到小为：O2->F->Na+>Mg2+；
③S2-、Cl-的电子示意图相同，Na+、Mg2+的电子示意图相同，序数越大，半径越小；故半径由大到小为：S2->Cl->Na+>Mg2+。
【分析】同周期元素，序数越大，半径减小；同主族元素，序数越大，原子半径增大；电子示意图结构相同的粒子，序数越大，半径越小；微粒的电子示意图相同，序数越大，半径越小，
18．（2016高一下·市北月考）如图的虚线框中每一列、每一行相当于周期表的每一族和每一周期，但它的列数和行数都多于元素周期表．请在下面的虚线框中用实线画出周期表第一至第六周期的轮廓，并画出金属与非金属的分界线．
【答案】解：
【知识点】元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】解：周期表第一至第六周期的轮廓，含前六个周期，第一周期2种元素，第二周期含8种元素，第三周期开始出现过渡元素，从第二周期开始，出现金属与非金属交界，用实线画出周期表第一至第六周期的轮廓，并画出金属与非金属的分界线如图为 ，
答：图为 ．
【分析】周期表第一至第六周期的轮廓，含前六个周期，第一周期2种元素，第二周期含8种元素，第三周期开始出现过渡元素，从第二周期开始，出现金属与非金属交界，以此来解答．
19．（2022高二下·吉林期末）下表为元素周期表前三周期的一部分：
X R
Y Z W
（1）基态Z原子的价电子排布式为 。
（2）X与Y的简单氢化物中沸点较高的是 (填化学式)，原因是 。
（3）选出X的基态原子的电子排布图 (填“①”或“②”)，另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合 (填标号)。
①②
A．能量最低原理 B．泡利原理 C．洪特规则
（4）以上五种元素中， (填元素符号)元素第一电离能最大，与分子中键角较大的是 (填分子式)。
（5）已知Z、W可形成分子，且Z、W原子均满足稳定结构，则的结构式为 ，Z原子的杂化方式为 。
【答案】（1）3s23p4
（2）NH3；氨分子间形成氢键
（3）②；C
（4）Ne；PCl3
（5）Cl﹣S﹣S﹣Cl；sp3
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】
（1）Z为S，基态硫原子电子排布式1s22s22p63s23p4，价层电子排布式为3s23p4，故答案为：3s23p4；
（2）X与Y的简单氢化物NH3、PH3中，由于N的电负性较大，NH3分子间可形成氢键，有氢键的物质气化时必须提供稍大的能星来破坏分子间的氢键，所以这些物质的沸点比同系列氢化物的沸点高，故沸点NH3> PH3， 故答案为： NH3；氨分子间形成氢键；
（3）当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同，因此N元素的基态原子的电子排布图为②，另一个电子排布图①不能作为基态原子的电子排布图的原因是它不符合洪特规则，故答案为：C；
（4）原子失去电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关，结构越稳定，失去电子所需能量越高，在所给五种元素中，Ne元素最外层已达 8e-的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能量大；
P和Cl之间有d-pπ键的成分，排斥大，PCl3的键角大；
（5）已知Z、W可形成分子，且S、Cl原子均满足稳定结构，则的结构式为Cl﹣S﹣S﹣Cl，价层电子对数=σ键个数+孤电子对数，分子中每个S原子价层电子对数=2+2=4，所以采取sp3杂化。
【分析】由图可知，X、Y、Z、W、R分别代表N、P、S、Cl、Ne元素。
20．（2022高一下·武功期中）研究性学习小组设计了几组实验验证元素周期律。
（1）I.甲组同学在A、B、C，D四只烧杯中分别加入50mL冷水，再各滴加几滴酚酞试液，依次加入大小相同的钠(Na)、镁(Mg)、铝(Al)、钾(K)金属块(镁、铝已除去氧化膜)，观察现象。
甲组同学实验的目的：验证同一主族从上到下金属元素原子失电子能力逐渐 (填“增强”或“减弱”，下同)；同一周期主族元素从左到右金属元素原子失电子能力逐渐 。
（2）实验中发现B、C两只烧杯中几乎没有什么现象，要想达到实验目的，请你帮助选择下列合适的方法：____(填字母)。
A．将烧杯中的冷水换成等量的98%浓硫酸
B．将烧杯中的冷水换成热水
C．将烧杯中的冷水换成等量的的盐酸
D．将烧杯中的冷水换成等量的的溶液
（3）II.乙组同学设计实验探究碳、硅元素非金属性的相对强弱，实验装置如图所示。
仪器A的名称为 。
（4）实验步骤：①连接仪器，② ，③加入固体、液体药品，④打开A的活塞滴入浓硫酸，⑤加热，观察现象。
（5）问题探究：[已知酸性：亚硫酸(H2SO3)>碳酸(H2CO3)]
①铜与浓硫酸反应的化学方程式为 ；装置E中酸性溶液的作用是 。
②能说明碳元素的非金属性比硅元素的强的实验现象是 。
③该实验能否证明S的非金属性强于C的非金属性？ (填“能”或“不能”)，理由是 。
【答案】（1）增强；减弱
（2）B；C
（3）分液漏斗
（4）检查装置的气密性
（5）；除去SO2气体；E试管中的溶液褪色不完全，F试管中出现白色胶状沉淀；不能；H2SO3不是S的最高价含氧酸的水化物，无法比较非金属性
【知识点】性质实验方案的设计；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】(1)甲组同学实验的目的：验证同一主族从上到下金属元素原子失电子能力逐渐增强；同一周期，从左到右，原子失电子能力减弱，元素金属性逐渐减弱；故答案为：增强；减弱；
(2)反应现象不明显，说明反应速率小，升高温度可以加快速率，所以把冷水换为热水，把水换为盐酸增大了溶液中氢离子的浓度，可以加快速率，但是不能用浓硫酸，遇到铝钝化、遇到镁产生SO2，污染，故答案为：BC；
(3)根据装置图中的仪器可知A为分液漏斗，故答案为：分液漏斗；
(4)反应生成气体，在加入药品之前需要检验装置的气密性，防止气密性不好导致气体泄漏，故答案为：检查装置的气密性；
(5)①在加热条件下铜与浓硫酸反应生成二氧化硫、硫酸铜和水，其反应方程式为：Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O；多余的二氧化硫用酸性KMnO4溶液吸收，防止干扰后面的试验，故答案为：Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O；除去SO2气体；
②二氧化碳与Na2SiO3溶液反应生成硅酸，证明了碳酸酸性比硅酸强，说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强，所以当酸性KMnO4溶液褪色不完全，盛有Na2SiO3溶液的试管中出现白色沉淀即说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强，故答案为：E试管中的溶液褪色不完全，F试管中出现白色胶状沉淀；
③依据最高价含氧酸的酸性强弱判断非金属性强弱，二氧化硫溶于水生成的是亚硫酸，不是最高价含氧酸，所以不能判断非金属性强弱，故答案为：不能；H2SO3不是S的最高价含氧酸的水化物，无法比较非金属性。
【分析】（1）同一主族从上到下金属元素原子失电子能力逐渐增强；同一周期主族元素从左到右金属元素原子失电子能力逐渐减弱；
（2）反应速率的影响因素主要有温度、浓度等；
（3）仪器A为分液漏斗；
（4）连接好仪器之后首先应检查装置的气密性；
（5）①浓与浓硫酸反应生成硫酸铜、二氧化硫和水；二氧化硫能与酸性高锰酸钾反应；
②酸性KMnO4溶液褪色不完全，盛有Na2SiO3溶液的试管中出现白色沉淀即说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强；
③H2SO3不是S的最高价含氧酸。
21．（2023高一下·曲靖期中）下表是元素周期表的一部分，请针对表中所列标号为①~⑩的元素回答下列问题。
族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
二 ① ② ③ ④
三 ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩
（1）从元素原子得失电子的角度看，元素⑤具有 (填“氧化性”或“还原性”)。
（2）元素②形成的单质气体含有 (填“极性”或“非极性”)共价键。
（3）元素③、⑨与H原子以原子个数比为1∶1∶1形成的化合物的电子式为 。
（4）第三周期中元素的最高价氧化物对应水化物中碱性最强的是 (填化学式，下同)，最高价氧化物对应的水化物具有两性的物质是 ，这两种物质反应的离子方程式为 。
（5）元素③、⑤、⑨形成简单离子的半径由大到小的顺序是 (填离子符号)。
【答案】（1）还原性
（2）非极性
（3）
（4）NaOH；；
（5）
【知识点】两性氧化物和两性氢氧化物；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】
(1)、由分析可知， ①~⑩的元素分别为：C、N、O、F、Na、Mg、Al、S、Cl和Ar。元素⑤即Na，最外层由一个电子，容易失去电子变成稳定结构，所以Na有还原性。故答案为：还原性；
(2)、元素②为N，单质气体为N2，含有氮氮三键，属于非极性共价键，故答案为：非极性；
(3)、元素③、⑨为O和Cl，与H形成的化合物为HClO；电子式为；故答案为；
(4)、第三周期中最高价氧化物对应的水化物的碱性，同周期中，随电荷数数的增大而减小，所以碱性最强的是NaOH，具有两性的是Al（OH）3，两者反应的离子方程式为：，故答案为：NaOH；Al（OH）3；；
(5)、元素③、⑤、⑨分别为O、Na、Cl。离子的电子结构示意图相同时，离子半径，阴离子大于阳离子，所以氧离子大于钠离子；而氯离子多一层电子，半径比氧离子大，所以离子半径大小为，故答案为： 。
【分析】本题主要考察元素周期律的推断题。需要掌握相关规律才能解答本题。
(1)、根据元素周期表得知①~⑩的元素分别为：C、N、O、F、Na、Mg、Al、S、Cl和Ar。元素得失电子的角度看：升失氧，降得还。失去电子，化合价升高，发生氧化反应，作为还原剂；得到电子，化合价降低发生还原反应，作为氧化剂。可知Na具有还原性。
(2)、共价化合物中，同种元素形成的共价键为非极性共价键，不同元素之间形成的是极性共价键。N2中含有氮氮三键，属于非极性共价键；
(3)、书写电子式时，要注意共价化合物的电子式，应把提供共用电子对的原子放在中间，这是本题易错点；
(4)、根据元素周期律：最高价氧化物对应的水化物的碱性，同周期中，随电荷数数的增大而减小来推断得出碱性最强为NaOH。
(5)、根据元素周期律，离子半径大小比较规律：离子的电子结构示意图相同时，离子半径，阴离子大于阳离子。推断出。
22．（2023高一下·蒙自期中）下表显示了元素周期表中的一部分。
族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
第一周期 1 H 氢 2 He 氦
第二周期 3 Li 锂 4 Be 镀 5 B 硼 6 C 碳 7 N 氮 8 O 氧 9 F 氟 10 Ne 氖
第三周期1 1 Na 钠 12 Mg 镁 33 Al 铝 14 Si 硅 15 P 磷 16 S 硫 17 C 氯 18 Ar 氩
请回答下列问题。
（1）硫元素的原子序数是 。
（2）氟元素的原子结构示意图为____(填写字母)。
A． B．
（3）镁元素在元素周期表的第 (填“二”或“三”)周期第 (填“ⅡA”或“ⅢA”)族。
（4）已知同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，原子半径大小：H (填“<”或“>”)Na。
（5）雷雨天闪电时空气中有O3生成，O2转化为O3是 (填“物理变化”或“化学变化”)。
（6）SiO2可用于生产光导纤维，SiO2中硅元素的化合价为 。
（7）海水中的重要元素——钠和氯，形成生活中常见调味品的化学式为 。
【答案】（1）16
（2）A
（3）二；ⅡA
（4）<
（5）化学变化
（6）+4
（7）NaCl
【知识点】原子结构示意图；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】(1) 由图可知，硫元素原子序数是16；
(2) 氟有9个质子、9个电子，原子结构示意图为A；
(3) 镁为12号元素，在元素周期表的第二周期第ⅡA族；
(4) 同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，原子半径大小：H
(6) SiO2中氧元素为-2价，硅化合价为+4；
(7) 钠和氯形成生活中常见调味品为氯化钠，化学式为NaCl。
【分析】(1) 硫元素原子序数是16；
(2) 氟有9个质子、9个电子；
(3) 镁在元素周期表的第二周期第ⅡA族；
(4) 同主族元素从上到下原子半径逐渐增大；
(5) 生成了新物质为化学变化；
(6) 化合价的判断；
(7) 生活中常见调味品为NaCl。
23．（2023高一下·上海市期末）A、B、C、D、E、F、G、H 是八种短周期主族元素。根据下表完成后面填空：(所有空都用元素符号或化学式填写)
族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 A
2 B C D
3 E F G H
（1）表中所标出的A、B、C、D、E、F 六种元素中，原子半径最大的元素是 ， 非金属性最强的元素是 ，这两种元素形成的化合物可能的化学式是 。(任写一种)
（2）写出F的核外电子排布式 。F 的最高价氧化物对应的水化物能与E的最高价氧化物对应的水化物发生反应，写出该反应的方程式 。
（3）D元素和G元素的非金属性强弱为 ，用一个事例或方程式来表现这个强弱 。
（4）A、B、D、E 四种元素所形成的化合物是 ，侯氏制碱法的第一步即制取该物质，写出该步骤的化学方程式： 。
【答案】（1）Na；O；Na2O
（2）1s22s22p63s23p1；Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
（3）O>S；2H2S+O2=2S↓+2H2O
（4）NaHCO3；NaCl+NH3+CO2+H2O=NaHCO3↓+NH4Cl
【知识点】元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】根据元素周期表的位置，可以知道A为H，B为C，C为N，D为O，E为Na，F为Al，G为S，H为Cl；
（1）原子从左到右减小，从上到下增大，则原子半径最大的为Na；非金属性从左到右增强，从上到下减弱，则表中非金属性最强的为O；Na和O可以形成Na2O2和Na2O两种化合物，故答案为：Na；O；Na2O或Na2O2；
（2）Al为13号元素，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p1；Al的最高价氧化物对应的水化物为Al(OH)3，Na的最高价氧化物对应的水化物为NaOH，Al(OH)3可以和NaOH反应生成NaAlO2和H2O，故答案为：1s22s22p63s23p1； Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O；
（3）同主族元素，从上到下非金属性减弱，则O>S，非金属性的比较可以用其单质的氧化性比较，氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，即可以用O2和H2O反应生成S和H2O，故答案为：O>S； 2H2S+O2=2S↓+2H2O；
（4）H、C、O、Na形成的化合物为NaHCO3；侯氏制碱法为饱和食盐水中通入氨气和二氧化碳，发生的反应为氯化钠、氨气、二氧化碳和水反应生成碳酸氢钠和氯化钠，故答案为：NaHCO3； NaCl+NH3+CO2+H2O=NaHCO3↓+NH4Cl。
【分析】（1）同一周期，从左到右半径减小，同一主族，从上到下半径增大；同一周期，从左到右金属性减弱，非金属性增强，同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱；
（2）核外电子排布式可以结合原子序数判断；
（3）非金属性的比较：最高价氧化物对应水化物的酸性，和氢气反应的程度，氢化物的稳定性，单质氧化性；
（4）氯化钠、氨气、二氧化碳和水反应生成碳酸氢钠和氯化铵。
24．（2023高二下·深圳期中）已知a、b、c、d、e、f是原子序数依次增大的前四周期的六种元素， a元素基态原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同；b元素基态原子的价电子排布为nsnnp2n；c元素的电负性在已知元素中最强；d元素基态原子的价电子数等于其电子层数；e元素的单质在常温下为黄绿色气体；f元素基态原子最外层只有1个电子，次外层所有轨道的电子均成对。请回答下列问题(答题时涉及a~f元素，要用元素符号或化学式表示)：
（1）基态d原子的核外电子共有 种空间运动状态；f元素位于周期表的 区，其基态原子的电子排布式为 。
（2）简单氢化物的沸点c>e的原因是 。
（3）a、b、c三种元素的第一电离能由大到小的顺序为 。
（4）a的最高价氧化物对应水化物中的酸根阴离子的空间构型为 。
（5）比较表1中Mn、Fe两元素的I2、I3，可知，气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子 (填“易”或“难”)，你的解释是 。
元素 Mn Fe
电离能/kJ·mol I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
表1：Mn、Fe的部分电离能
【答案】（1）7；ds；[Ar]3d104s1
（2）HF能形成分子间氢键
（3）F>N>O
（4）平面三角形
（5）难；由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，较难(或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态，较易)
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；原子轨道杂化方式及杂化类型判断；含有氢键的物质；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】a元素基态原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同，a的基态电子排布为1s22s22p3，a为N；c元素的电负性在已知元素中最强，c为F；b元素基态原子的价电子排布为 nsnnp2n ，其价电子排布为2s22p4，b为O； d元素基态原子的价电子数等于其电子层数，d价电子排布为3s23p1，d为Al；e元素的单质在常温下为黄绿色气体，e为Cl；f元素基态原子最外层只有1个电子，次外层所有轨道的电子均成对，f为Cu。
(1) d为Al，有7个轨道，7种空间运动状态；f元素为Cu元素，在ds区，基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s1。
故答案为：
第1空、7
第2空、ds
第3空、[Ar]3d104s1
(2) c简单氢化物是HF，e简单氢化物是HCl，HF能形成分子间氢键，沸点更高。
故答案为： 第1空、HF能形成分子间氢键
(3) 同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，第ⅤA族的大于第ⅥA族的，第一电离能大小顺序是F＞N＞O。
故答案为： 第1空、F>N>O
(4) a的最高价氧化物对应水化物为HNO3，成键电子对数为3，硝酸根的空间构型为平面三角形。
故答案为： 第1空、平面三角形
(5) Mn的第三电离能大于Fe的第三电离能，Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态较难，Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态较容易。
故答案为：
第1空、难
第2空、由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，较难(或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态，较易)
【分析】a元素基态原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同，a的基态电子排布为1s22s22p3，a为N；c元素的电负性在已知元素中最强，c为F；b元素基态原子的价电子排布为 nsnnp2n ，其价电子排布为2s22p4，b为O； d元素基态原子的价电子数等于其电子层数，d价电子排布为3s23p1，d为Al；e元素的单质在常温下为黄绿色气体，e为Cl；f元素基态原子最外层只有1个电子，次外层所有轨道的电子均成对，f为Cu。
(1) d为Al，有7个轨道，7种空间运动状态；f元素为Cu元素，在ds区，基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s1；
(2) 分子间氢键，沸点更高；
(3) 同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，第ⅤA族的大于第ⅥA族的；
(4) 硝酸根的空间构型为平面三角形；
(5) Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态较难，Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态较容易。
25．（2022高一上·南县期末）根据下图短周期主族元素的原子序数和化合价(最高正价或最低负价)的关系推断元素种类，回答下列问题：
（1）写出元素②在周期表中的位置 ；
（2）元素⑤、⑥的最高价氧化物对应的水化物中，碱性较强的是 (填化学式)；
（3）⑥、⑦、⑧三种元素常见离子的半径最大的是 (填离子符号)；
（4）元素⑦、⑧形成的简单氢化物中，稳定性较强的是 (填化学式)；
（5）用电子式表示⑤和⑦按2∶1的原子个数比形成化合物的过程 。
【答案】（1）第二周期第ⅣA族
（2）NaOH
（3）S2-
（4）HCl
（5） →
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】(1) 元素②为C，在周期表中的位置是第二周期第ⅣA族；
故答案为： 第1空、第二周期第ⅣA族
(2) 元素⑤、⑥是Na、Al，最高价氧化物对应的水化物为NaOH和Al(OH)3，金属性：Na>Al；
故答案为： 第1空、NaOH
(3)⑥、⑦、⑧三种元素常见离子为Al3+、S2-、Cl-，电子层数越多，离子半径越大；电子层数相同的离子，离子半径随着原子序数的增大而减小；
故答案为： 第1空、S2-
(4) 元素⑦、⑧形成的简单氢化物为H2S、HCl，非金属性越强，对应的氢化物的稳定性越强；
故答案为： 第1空、HCl
(5)⑤和⑦按2∶1的原子个数比形成化合物为Na2S ；
故答案为： 第1空、 →
【分析】(1)根据图中短周期主族元素的原子序数推断出①⑧分别为H、C、N、O、Na、Al、S，Cl。
C是6号元素，周期表中的位置为第二周期第ⅣA族；
(2) 金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的碱性越强；
(3)电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同的离子，离子半径随着原子序数的增大而减小；
(4) 非金属性越强，对应的氢化物的稳定性越强l；
(5) 电子式形成的过程的书写。
2024年高考化学一轮复习：专题9元素周期表
一、选择题
1．短周期元素W、X、Z、Y、N，原子序数依次增大，W与Y原子最外层电子数之和等于X原子最外层电子数，它们形成如图物质，下列说法正确的是（ ）
A．原子半径W＜X＜Y＜N＜Z
B．N的含氧酸酸性比Y的强
C．Z、N都能与X形成有漂白性的物质，且漂白原理相似
D．该化合物中所有原子都满足结构
2．已知前四周期主族元素M、N、P、Q、W在周期表中的位置如图所示，且最外层电子数之和为20。则下列说法正确的是（）
A．M、N的简单氢化物的稳定性：M
C．Q是同周期主族元素中离子半径最小的元素
D．W的氯化物一定满足8电子稳定结构
3．常见的非金属元素和金属元素及其化合物是中学化学核心知识。下列说法正确的是（ ）
A．半径大小：r(Al)>r(Na) B．电离能大小：I1(N)>I1(O)
C．电负性大小：χ(F)<χ(O) D．碱性强弱：NaOH
A．离子半径：
B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：
C．简单氢化物的稳定性：
D．化合物只含离子键
5．现有4种短周期主族元素X、Y、Z和Q，原子序数依次增大。相关信息如下表：
元素 相关信息
X 最外层电子数是核外电子总数的一半
Y 在地壳中含量居第三位
Z 单质为淡黄色固体，常存在于火山喷口附近
Q 同周期元素中原子半径最小
下列说法正确的是（ ）
A．常温时，X单质能与水发生剧烈反应
B．工业上常用电解熔融的来制备Y
C．因为Q元素的氢化物酸性比Z强，所以非金属性：Q>Z
D．第5周期且与Q同主族元素的单质在常温常压下呈固态
6．现有四种元素基态原子的电子排布式如下：①②③④。则下列有关比较中正确的是（ ）
A．第一电离能：④>③>①>② B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>①>② D．最高正化合价：④>③=②>①
7．（2023高二下·彭泽期末）CdSnAs2是一种高迁移率的新型热电材料，下列有关该材料所涉及元素及其同族元素相关化合物的论述正确的是（ ）
A．键角由大到小的顺序为NH3＞ PH3＞ AsH3
B．Cd为48号元素，其基态原子的电子排布式为[ Ar]3d104s2
C．Sn位于第五周期第IVA族，其价层电子排布式为4d105s25p2
D．SiH4中Si的化合价为+4，CH4中C的化合价为-4，因此SiH4的还原性小于CH4的
8．（2023高二下·南通期末）X、Y、Z、W、R属于元素周期表中前20号主族元素，且原子序数依次增大。X和Z的基态原子的2p能级上各有两个未成对电子，W与Z同族。R的最外层电子数与最内层电子数相等。下列说法正确的是（ ）
A．元素第一电离能：
B．简单离子半径：
C．简单气态氢化物的热稳定性：
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：
二、多选题
9．、、三种非金属，原子最外层电子数相等。等物质的量的单质、、分别与足量钠反应时放热，反应放出的热量分别为，且，下列判断一定正确的是（ ）
A．气态氢化物的沸点
B．最高价氧化物的水化物酸性
C．气态氢化物的稳定住
D．原子半径
10．（2022高三上·南通开学考）、、、是原子序数依次增大的短周期不同主族元素，的轨道有两个未成对电子，元素原子半径在同周期中最大，与最外层电子数之和与的最外层电子数相等，元素单质常温下是淡黄色固体。下列说法正确的是（ ）
A．第一电离能：
B．在元素周期表中位于区
C．、、的单质形成的晶体类型相同，均为分子晶体
D．的最高价含氧酸的钠盐溶液中有三种含元素的微粒
11．（2023·浦东模拟）部分短周期元素的原子半径及主要化合价见下表。
元素 X Y Z W T
原子半径/nm 0.152 0.186 0.066 0.102 0.099
最外层电子数 1 1 6 6 7
下列有关说法正确的是（ ）
A．简单离子的半径：Y>Z>X
B．气态氢化物的热稳定性：W>Z
C．Y与Z形成的化合物可能具有强氧化性
D．常温下，W单质的分子间作用力小于T单质
12．（2022高三上·邯郸开学考）一种抗甲状腺药物结构简式如图所示，其中W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，分别位于三个周期，原子序数，下列说法错误的是（ ）
A．原子半径：
B．Y和Z的最高价含氧酸均为强酸
C．W和Y形成的化合物中只含共价键
D．该物质中Y为杂化
三、非选择题
13．（2022高一下·克州期中）下表列出了A- H8种元素在周期表中的位置(填元素符号) ：
族 周期 I A IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0
2 E F
3 A C D G H
4 B
这8种元素分别为A ，B ， C ，D ， E ，F ， G H 。其中化学性质最不活泼的是 。
14．（2022高三上·滨州期末）铁及其化合物在化工、医药、材料等领域具有广泛应用，回答下列问题：
（1）Fe元素位于元素周期表的 区，与Fe同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与Fe3+相同的元素有 种。
（2）FeCl3蒸汽状态下以双聚分子()形式存在，FeCl3的熔点(306℃)是著低于FeF3的熔点(1000℃)的原因是 ；FeCl3水溶液中Fe3+可水解生成双核阳离子[Fe2(H2O)8(OH)2]4+，结构如图所示。在该双核阳离子中，H—O—H键角 (填“大于”、“小于”或“等于”)H2O的H—O—H键角；若对FeCl3水溶液进行加热，该对核阳离子内部首先断开的是 键(填“a”或“b”)。
（3）用K4[Fe(CN)6]可检验溶液中Fe3+的存在，CN-中C原子的杂化方式为 ，K4[Fe(CN)6]中存在 (填代号)。
a．离子键|b．氢键 c．配位键 d．金属键
（4）Fe4N的晶胞沿x、y、z轴投影均如图1所示，Cu可以完全替代该晶体中a位置Fe或者b位置Fe，形成Cu替代型产物Fe(4-n)CunN，Fe4N转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图2所示，其中更稳定的Cu替代型产物的化学式为 ；Fe4N晶胞中与N最近的Fe原子数为 ；Fe与Fe之间的最短距离为 cm。
15．海洋资源的利用具有非常广阔的前景。回答下列问题：
Ⅰ．海水提溴
（1）溴元素在元素周期表中的位置为
（2）吸收塔用二氧化硫和水吸收的离子方程式为：
（3）蒸馏塔的蒸馏温度应控制在最有利于生产，原因可能为：温度过高， ；温度过低，
（4）两次通入的离子反应相同，其离子方程式为 ，通反应后使用了空气吹出法，该方法利用了溴单质 的性质。
（5）Ⅱ．海水提镁
工业上常用于沉淀的廉价试剂①的俗名是 。操作Ⅰ的名称是 。
（6）步骤A的化学方程式为
（7）Ⅲ．海带提碘
步骤B需搅拌、加热煮沸的目的是 。步骤C中反应的离子方程式为
16．（2021高二上·深圳期末）下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
（1）元素p是 (填元素符号)，元素p的基态原子电子排布式是： 。
（2）cdef四种元素的第一电离能由小到大顺序为： 。
（3）o、p两元素的部分电离能数据如下表：
电离能/kJ·mol-1 元素o 元素p
I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是 。
（4）下列各项叙述中，正确的是____。
A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
B．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素
C．所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同
D．24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
17．（2020高一下·防城港期中）比较下列粒子的半径大小
①Na Mg O F
②Na+ Mg2+ O2- F-
③ Na+ Mg2+ S2- Cl-
18．（2016高一下·市北月考）如图的虚线框中每一列、每一行相当于周期表的每一族和每一周期，但它的列数和行数都多于元素周期表．请在下面的虚线框中用实线画出周期表第一至第六周期的轮廓，并画出金属与非金属的分界线．
19．（2022高二下·吉林期末）下表为元素周期表前三周期的一部分：
X R
Y Z W
（1）基态Z原子的价电子排布式为 。
（2）X与Y的简单氢化物中沸点较高的是 (填化学式)，原因是 。
（3）选出X的基态原子的电子排布图 (填“①”或“②”)，另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合 (填标号)。
①②
A．能量最低原理 B．泡利原理 C．洪特规则
（4）以上五种元素中， (填元素符号)元素第一电离能最大，与分子中键角较大的是 (填分子式)。
（5）已知Z、W可形成分子，且Z、W原子均满足稳定结构，则的结构式为 ，Z原子的杂化方式为 。
20．（2022高一下·武功期中）研究性学习小组设计了几组实验验证元素周期律。
（1）I.甲组同学在A、B、C，D四只烧杯中分别加入50mL冷水，再各滴加几滴酚酞试液，依次加入大小相同的钠(Na)、镁(Mg)、铝(Al)、钾(K)金属块(镁、铝已除去氧化膜)，观察现象。
甲组同学实验的目的：验证同一主族从上到下金属元素原子失电子能力逐渐 (填“增强”或“减弱”，下同)；同一周期主族元素从左到右金属元素原子失电子能力逐渐 。
（2）实验中发现B、C两只烧杯中几乎没有什么现象，要想达到实验目的，请你帮助选择下列合适的方法：____(填字母)。
A．将烧杯中的冷水换成等量的98%浓硫酸
B．将烧杯中的冷水换成热水
C．将烧杯中的冷水换成等量的的盐酸
D．将烧杯中的冷水换成等量的的溶液
（3）II.乙组同学设计实验探究碳、硅元素非金属性的相对强弱，实验装置如图所示。
仪器A的名称为 。
（4）实验步骤：①连接仪器，② ，③加入固体、液体药品，④打开A的活塞滴入浓硫酸，⑤加热，观察现象。
（5）问题探究：[已知酸性：亚硫酸(H2SO3)>碳酸(H2CO3)]
①铜与浓硫酸反应的化学方程式为 ；装置E中酸性溶液的作用是 。
②能说明碳元素的非金属性比硅元素的强的实验现象是 。
③该实验能否证明S的非金属性强于C的非金属性？ (填“能”或“不能”)，理由是 。
21．（2023高一下·曲靖期中）下表是元素周期表的一部分，请针对表中所列标号为①~⑩的元素回答下列问题。
族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
二 ① ② ③ ④
三 ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩
（1）从元素原子得失电子的角度看，元素⑤具有 (填“氧化性”或“还原性”)。
（2）元素②形成的单质气体含有 (填“极性”或“非极性”)共价键。
（3）元素③、⑨与H原子以原子个数比为1∶1∶1形成的化合物的电子式为 。
（4）第三周期中元素的最高价氧化物对应水化物中碱性最强的是 (填化学式，下同)，最高价氧化物对应的水化物具有两性的物质是 ，这两种物质反应的离子方程式为 。
（5）元素③、⑤、⑨形成简单离子的半径由大到小的顺序是 (填离子符号)。
22．（2023高一下·蒙自期中）下表显示了元素周期表中的一部分。
族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
第一周期 1 H 氢 2 He 氦
第二周期 3 Li 锂 4 Be 镀 5 B 硼 6 C 碳 7 N 氮 8 O 氧 9 F 氟 10 Ne 氖
第三周期1 1 Na 钠 12 Mg 镁 33 Al 铝 14 Si 硅 15 P 磷 16 S 硫 17 C 氯 18 Ar 氩
请回答下列问题。
（1）硫元素的原子序数是 。
（2）氟元素的原子结构示意图为____(填写字母)。
A． B．
（3）镁元素在元素周期表的第 (填“二”或“三”)周期第 (填“ⅡA”或“ⅢA”)族。
（4）已知同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，原子半径大小：H (填“<”或“>”)Na。
（5）雷雨天闪电时空气中有O3生成，O2转化为O3是 (填“物理变化”或“化学变化”)。
（6）SiO2可用于生产光导纤维，SiO2中硅元素的化合价为 。
（7）海水中的重要元素——钠和氯，形成生活中常见调味品的化学式为 。
23．（2023高一下·上海市期末）A、B、C、D、E、F、G、H 是八种短周期主族元素。根据下表完成后面填空：(所有空都用元素符号或化学式填写)
族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 A
2 B C D
3 E F G H
（1）表中所标出的A、B、C、D、E、F 六种元素中，原子半径最大的元素是 ， 非金属性最强的元素是 ，这两种元素形成的化合物可能的化学式是 。(任写一种)
（2）写出F的核外电子排布式 。F 的最高价氧化物对应的水化物能与E的最高价氧化物对应的水化物发生反应，写出该反应的方程式 。
（3）D元素和G元素的非金属性强弱为 ，用一个事例或方程式来表现这个强弱 。
（4）A、B、D、E 四种元素所形成的化合物是 ，侯氏制碱法的第一步即制取该物质，写出该步骤的化学方程式： 。
24．（2023高二下·深圳期中）已知a、b、c、d、e、f是原子序数依次增大的前四周期的六种元素， a元素基态原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同；b元素基态原子的价电子排布为nsnnp2n；c元素的电负性在已知元素中最强；d元素基态原子的价电子数等于其电子层数；e元素的单质在常温下为黄绿色气体；f元素基态原子最外层只有1个电子，次外层所有轨道的电子均成对。请回答下列问题(答题时涉及a~f元素，要用元素符号或化学式表示)：
（1）基态d原子的核外电子共有 种空间运动状态；f元素位于周期表的 区，其基态原子的电子排布式为 。
（2）简单氢化物的沸点c>e的原因是 。
（3）a、b、c三种元素的第一电离能由大到小的顺序为 。
（4）a的最高价氧化物对应水化物中的酸根阴离子的空间构型为 。
（5）比较表1中Mn、Fe两元素的I2、I3，可知，气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子 (填“易”或“难”)，你的解释是 。
元素 Mn Fe
电离能/kJ·mol I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
表1：Mn、Fe的部分电离能
25．（2022高一上·南县期末）根据下图短周期主族元素的原子序数和化合价(最高正价或最低负价)的关系推断元素种类，回答下列问题：
（1）写出元素②在周期表中的位置 ；
（2）元素⑤、⑥的最高价氧化物对应的水化物中，碱性较强的是 (填化学式)；
（3）⑥、⑦、⑧三种元素常见离子的半径最大的是 (填离子符号)；
（4）元素⑦、⑧形成的简单氢化物中，稳定性较强的是 (填化学式)；
（5）用电子式表示⑤和⑦按2∶1的原子个数比形成化合物的过程 。
答案解析部分
1．【答案】C
【知识点】无机物的推断；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
2．【答案】C
【知识点】元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
3．【答案】B
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
4．【答案】C
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】A、电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Na+
C、元素的非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，非金属性：C>Si，则简单氢化物的稳定性：CH4>SiH4，即X>W，故C正确；
D、 为Na2SiO3，Na2SiO3中含有离子键和共价键，故D错误；
故答案为：C。
【分析】Z为短周期元素中原子半径最大的元素，则Z为Na元素，Y是地壳中含量最高的元素，则Y为O元素，火星岩石含有 ，则W化合价为+4价，X、W为同一主族元素，则X为C元素，W为Si元素。
5．【答案】D
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
6．【答案】C
【知识点】原子核外电子排布；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】A、同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，同主族从上到下第一电离能减小，因此第一电离能：F＞N＞P＞S，即④＞③＞②＞①，故A错误；
B、电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，原子半径：P＞S＞N＞F，即②＞①＞③＞④，故B错误；
C、元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性：F＞N＞S＞P，则电负性：F＞N＞S＞P，即④＞③＞①＞②，故C正确；
D、N与P的最高正价为+5价，S的最高正价为+6价，F无最高正价，所以最高正化合价：①＞③=②，故D错误；
故答案为：C。
【分析】 为S元素， 为P元素， 为N元素， 为F元素。
7．【答案】A
【知识点】原子核外电子排布；键能、键长、键角及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】 A：结构相似，N、P、As位于同一主族，原子半径逐渐增加，键合电子排斥力变小，故键角逐渐变小，故A符合题意；
B：Cd位于第五周期，电子排布式应为 [ Kr]4d10 5s2，故B不符合题意；
C：对于Sn属于主族元素，价层电子式为最外层电子，即价电子为排布式为5s25p2，故C不符合题意；
D：SiH4中H显-1价，CH4中H显+1价，-1价H具有较强还原性，因此SiH4的还原性大于CH4，故D不符合题意；
故答案为：A
【分析】基态原子电子排布式的书写：①按照构造原理写出电子填入能级的顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……②根据各能级容纳的电子数填充电子。③去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。
结构相似，中心原子半径越大，键合电子之间排斥力越小，键角越小。
主族元素的价电子数等于最外层电子数。
8．【答案】A
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】A、同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则第一电离能：N>O，故A正确；
B、电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，Ca2+和S2-的核外电子排布相同，但Ca的核电荷数大，则简单离子半径：S2->Ca2+，即W>R，故B错误；
C、元素的非金属性越强，简单气态氢化物的热稳定性越强，非金属性：O>S，则简单气态氢化物的热稳定性：H2O>H2S，即Z>W，故C错误；
D、X为C元素，其最高价氧化物对应水化物为碳酸，碳酸属于弱酸，W为S元素，其最高价氧化物对应水化物为硫酸，硫酸为强酸，则最高价氧化物对应水化物的酸性：W>X，故D错误；
故答案为：A。
【分析】X和Z的基态原子的2p能级上各有两个未成对电子，则X的电子排布式为1s22s22p2，为C元素，Z的电子排布式为1s22s22p4，为O元素，则Y为N元素，W与Z同族，则W为S元素；R的最外层电子数与最内层电子数相等，则R的最外层电子数为2，其原子序数大于S，则R为Ca元素。
9．【答案】B,D
【知识点】元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】
X、Y、Z三种非金属，原子最外层电子数相等。则位于元素周期表相同主族，等物质的量的单质X2、Y2、Z2分别与足量钠反应时放热，反应热分别为Q1、Q2、Q3，且Q1>Q2>Q3，放出的能量越多，则非金属单质能量越高，越活泼，对应元素的非金属性越强，则非金属性：X>Y>Z。
A、非金属性：X>Y>Z，根据同主族元素从上到下元素非金属性逐渐降低可知，原子序数X
C、元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，所以氢化物稳定性应为HX>HY>HZ，故C选项错误；
D、非金属性：X>Y>Z，原子最外层电子数相等，根据同主族元素从上到下元素非金属性逐渐降低可知，原子序数X
【分析】
解题切口为给出的反应放出热量，根据放出的能量越多，则非金属单质能量越高，越活泼，对应元素的非金属性越强，来解题。
10．【答案】A,B
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】A．主族元素同周期从左向右第一电离能呈增大趋势，的能级处于半满稳定状态，其第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能：，A符合题意；
B．P元素最后填充的为电子，则元素在元素周期表中位于区，B符合题意；
C．为金属元素，单质形成的晶体为金属晶体，C不符合题意；
D．的最高价含氧酸的钠盐为，溶液中含有的微粒有种，分别为、、、，D不符合题意；
故答案为：AB。
【分析】W元素单质常温下为淡黄色固体，W为S，X的2p轨道上有两个未成对电子，且各元素不同主族，则X为C元素，Y元素原子半径在同周期中最大且原子序数大于C，Y为Na元素，X与Y最外层电子数之和与Z的最外层电子数相等，Z最外层有5个电子且原子序数大于Na，Z为P元素。
11．【答案】A,C
【知识点】元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】A．据分析可知，Y为K；Z为O；X为Na，电子层结构相同的离子，随着核电荷数的增大，离子半径减小；所以简单离子的半径：Y>Z>X；故A符合题意；
B．W为S；Z为O；电负性大小为Z>W，所以气态氢化物的热稳定性：Z>W；故B不符合题意；
C．Y为K；Z为O；K和O形成的过氧化钾即可以做氧化剂又可以做还原剂；故C符合题意；
D．W为S；T为F；S单质为分子晶体；F单质为分子晶体；分子晶体之间作用力与分子量大小有关，S是以S8存在，F以F2存在，所以W单质的分子间作用力大于T单质；故D不符合题意；
故答案为：AC。
【分析】A、粒子的半径比较，一看电子层，电子层数越多半径越大，二看核电荷数，核电荷数越多半径越小，三看最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大；
B、氢化物的稳定性即比较非金属性；
C、过氧化钾既有氧化性又有还原性；
D、分子晶体的分子间作用力要结合相对分子质量判断。
12．【答案】A,C
【知识点】元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，分别位于三个周期，则W为H元素，根据价键可知，X4个价键、Y3个价键，且原子序数，故X为C元素，Y为N元素，Z2个价键为S元素。
A．原子半径：S>C>N，即，A符合题意；
B．Y和Z的最高价含氧酸HNO3、H2SO4均为强酸，B不符合题意；
C．W和Y形成的化合物NH3、N2H4中只含共价键，但NH4H含有共价键和离子键，C符合题意；
D．该物质中Y均形成单键，为杂化，D不符合题意；
故答案为：AC。
【分析】A、同一周期，从左到右半径减小，同一主族，从上到下半径增大；
B、硝酸和硫酸都是强酸；
C、铵盐含有离子键；
D、杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化。
13．【答案】Na；K；Mg；Al；C；O；Cl；Ar；Ar
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用
【解析】【解答】根据元素在周期表中的位置，A是第三周期I A族元素，A是Na元素；B是第四周期I A族元素，B是K元素；C是第三周期IIA族元素，C是Mg元素；D是第三周期IIIA族元素，D是Al元素；E是第二周期IVA族元素，E是C元素；F是第二周期VIA族元素，F是O元素；G是第三周期VIIA族元素，G是Cl元素；H是第三周期0族元素，H是Ar元素。这8种元素中，Ar原子最外层有8个电子，结构稳定，所以化学性质最不活泼的是Ar。
【分析】结合表格元素周期和主族信息，可以轻松推出各个元素符合，其中稀有气体化学性质最不活泼
14．【答案】（1）d；1
（2）FeCl3为分子晶体，熔点受分子间作用力影响，而FeF3是离子晶体，熔点受离子键强弱影响，离子键强度比分子间作用力大得多；大于；a
（3）sp；ac
（4）Fe3CuN；6；
【知识点】化学键；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算；分子间作用力；元素周期表的结构及其应用
【解析】【解答】（1）已知Fe是26号元素，其价电子排布式为：3d64s2，则Fe元素位于元素周期表的d区，已知Fe3+的价电子排布式为：3d5即其基态离子未成对电子数为5，则与Fe同周期即第4周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与Fe3+相同的元素只有Mn元素1种，故答案为：d；1；
（2）FeCl3蒸汽状态下以双聚分子()形式存在，则FeCl3为分子晶体，熔点受分子间作用力影响，而FeF3是离子晶体，熔点受离子键强弱影响，离子键强度比分子间作用力大得多，故导致FeCl3的熔点(306℃)是著低于FeF3的熔点(1000℃)，FeCl3水溶液中Fe3+可水解生成双核阳离子[Fe2(H2O)8(OH)2]4+，结构如图所示。由于在该双核阳离子中H2O中的1对孤电子对形成了配位键变为成键电子对，而孤电子对对孤电子对的排斥作用大于孤电子对对成键电子对的排斥作用大于成键电子对对成键电子对的排斥作用，故该双核阳离子中的H—O—H键角大于H2O的H—O—H键角，由图可知，H2O分子不带电，而OH-带负电，与Fe3+成键时，OH-与Fe3+的距离更近，键能更大，所以b键的键能大于a键，若对FeCl3水溶液进行加热，该对核阳离子内部首先断开的是a，故答案为：FeCl3为分子晶体，熔点受分子间作用力影响，而FeF3是离子晶体，熔点受离子键强弱影响，离子键强度比分子间作用力大得多；大于；a；
（3）用K4[Fe(CN)6]可检验溶液中Fe3+的存在，根据等电子体原理可知，CN-与CO互为等电子体，故CN-中C原子有1对孤电子对，与N原子之间形成三键，则其杂化方式为sp，K4[Fe(CN)6]中存在K+与[Fe(CN)6]4-之间的离子键，CN-内部的共价键，[Fe(CN)6]4-中Fe2+和CN-之间的配位键，不存在金属键和氢键，故答案为：sp；ac；
（4）由题干信息，Fe4N的晶胞沿x、y、z轴投影均如图1所示，可知a位置为六方晶胞的8个顶点，b位置为六个面心，N位于晶胞的体心，则Cu可以完全替代该晶体中a位置Fe或者b位置Fe，形成Cu替代型产物Fe(4-n)CunN，Fe4CN转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图2所示，由图可知Cu代替a位置Fe型能量更低，更稳定，故其中更稳定的Cu替代型产物中一个晶胞含有的N为1个，Cu为=1个，Fe的个数为：=3个，故其化学式为Fe3CuN；已知Fe4N晶胞中N位于体心上，Fe位于顶点和面心上，则与N最近的Fe原子数为6个面心上的Fe，Fe与Fe之间的最短距离为晶胞面对角线的一半，则为cm，故答案为：Fe3CuN；6；22r。
【分析】（1）Fe是26号元素，位于d区；Fe3+的未成对电子数为5；
（2）熔点：原子晶体>离子晶体>分子晶体；孤电子对间排斥力＞孤电子对和成键电子对之间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力，孤电子对越多键角越小；
（3） CN-中C原子与N形成三键，采用sp杂化；K4[Fe(CN)6]中含有离子键和配位键；
（4）由图可知，a位置为六方晶胞的8个顶点，b位置为六个面心，N位于晶胞的体心，则Cu可以完全替代该晶体中a位置Fe或者b位置Fe，Fe4N转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图2所示，由图可知Cu代替a位置Fe型能量更低，更稳定。
15．【答案】（1）四周期 Ⅶ A族
（2）
（3）大量水蒸气随溴排出，溴气中水蒸气的含量增加；溴不能完全蒸出，产率太低
（4）；易挥发
（5）熟石灰（或消石灰）；过滤
（6）（熔融）
（7）促使海带灰中含碘物质快速充分溶解；
【知识点】过滤；制备实验方案的设计；离子方程式的书写；化学物质的名称与俗名；元素周期表的结构及其应用
16．【答案】（1）Fe；1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
（2）c＜e＜d＜f
（3）Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定，不容易失电子
（4）C
【知识点】元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】（1）根据上述分析可知：元素p是Fe元素，根据构造原理，可知Fe原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；
（2）c是C，d是N，e是O，f是F，它们是同一周期元素，一般情况下同一周期元素，原子序数越大，元素的第一电离能越大，但当元素处于第ⅡA、ⅤA时，原子核外电子处于全满、半满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻元素，则上述四种元素的第一电离能大小关系为：c(C)＜e(O)＜d(N)＜f(F)；
（3）元素o是25号Mn元素，元素p是26号Fe，Mn元素的第一电离能与第二电离能比较低，而且相差不大，其第三电离能比第二电离能大很多，这是由于Mn失去最外层的2个4s电子形成Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定，不容易失电子；而Fe失去最外层的2个4s电子形成Fe2+的3d轨道电子排布为3d6排布，不是半充满状态，只有当其再失去1个3d电子才变为3d轨道电子排布为半充满状态的稳定状态；
（4）A．同一原子各个轨道的能量：3s＜3p，所以镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子吸收能量，Mg原子由基态转化成激发态，A不正确；
B．价电子排布为5s25p1的元素原子最外层有3个电子，位于第五周期第ⅢA族，是p区元素，B不正确；
C．s电子的电子云是球形对称的，但各个能层的s能级的能量不同，能层序数越大，原子半径就越大，所以所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同，C正确；
D．原子核外电子排布处于全满、半满、全空时是稳定状态，则根据构造原理可知24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，D不正确；
故答案为：C。
【分析】由图可知，a为H元素，b为Li元素，c为C元素，d为N元素，e为O元素，f为F元素，g为Na元素，h为Mg元素，i为Al元素，j为Si元素，k为S元素，l为Cl元素，m为Ar元素，n为K元素，o为Mn元素，p为Fe元素。
17．【答案】Na >Mg> O >F；O2->F->Na+>Mg2+；S2->Cl->Na+>Mg2+
【知识点】元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】
①Na、Mg位于第三周期，序数：Na
②故半径由大到小为：O2->F->Na+>Mg2+；
③S2-、Cl-的电子示意图相同，Na+、Mg2+的电子示意图相同，序数越大，半径越小；故半径由大到小为：S2->Cl->Na+>Mg2+。
【分析】同周期元素，序数越大，半径减小；同主族元素，序数越大，原子半径增大；电子示意图结构相同的粒子，序数越大，半径越小；微粒的电子示意图相同，序数越大，半径越小，
18．【答案】解：
【知识点】元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】解：周期表第一至第六周期的轮廓，含前六个周期，第一周期2种元素，第二周期含8种元素，第三周期开始出现过渡元素，从第二周期开始，出现金属与非金属交界，用实线画出周期表第一至第六周期的轮廓，并画出金属与非金属的分界线如图为 ，
答：图为 ．
【分析】周期表第一至第六周期的轮廓，含前六个周期，第一周期2种元素，第二周期含8种元素，第三周期开始出现过渡元素，从第二周期开始，出现金属与非金属交界，以此来解答．
19．【答案】（1）3s23p4
（2）NH3；氨分子间形成氢键
（3）②；C
（4）Ne；PCl3
（5）Cl﹣S﹣S﹣Cl；sp3
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】
（1）Z为S，基态硫原子电子排布式1s22s22p63s23p4，价层电子排布式为3s23p4，故答案为：3s23p4；
（2）X与Y的简单氢化物NH3、PH3中，由于N的电负性较大，NH3分子间可形成氢键，有氢键的物质气化时必须提供稍大的能星来破坏分子间的氢键，所以这些物质的沸点比同系列氢化物的沸点高，故沸点NH3> PH3， 故答案为： NH3；氨分子间形成氢键；
（3）当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同，因此N元素的基态原子的电子排布图为②，另一个电子排布图①不能作为基态原子的电子排布图的原因是它不符合洪特规则，故答案为：C；
（4）原子失去电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关，结构越稳定，失去电子所需能量越高，在所给五种元素中，Ne元素最外层已达 8e-的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能量大；
P和Cl之间有d-pπ键的成分，排斥大，PCl3的键角大；
（5）已知Z、W可形成分子，且S、Cl原子均满足稳定结构，则的结构式为Cl﹣S﹣S﹣Cl，价层电子对数=σ键个数+孤电子对数，分子中每个S原子价层电子对数=2+2=4，所以采取sp3杂化。
【分析】由图可知，X、Y、Z、W、R分别代表N、P、S、Cl、Ne元素。
20．【答案】（1）增强；减弱
（2）B；C
（3）分液漏斗
（4）检查装置的气密性
（5）；除去SO2气体；E试管中的溶液褪色不完全，F试管中出现白色胶状沉淀；不能；H2SO3不是S的最高价含氧酸的水化物，无法比较非金属性
【知识点】性质实验方案的设计；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】(1)甲组同学实验的目的：验证同一主族从上到下金属元素原子失电子能力逐渐增强；同一周期，从左到右，原子失电子能力减弱，元素金属性逐渐减弱；故答案为：增强；减弱；
(2)反应现象不明显，说明反应速率小，升高温度可以加快速率，所以把冷水换为热水，把水换为盐酸增大了溶液中氢离子的浓度，可以加快速率，但是不能用浓硫酸，遇到铝钝化、遇到镁产生SO2，污染，故答案为：BC；
(3)根据装置图中的仪器可知A为分液漏斗，故答案为：分液漏斗；
(4)反应生成气体，在加入药品之前需要检验装置的气密性，防止气密性不好导致气体泄漏，故答案为：检查装置的气密性；
(5)①在加热条件下铜与浓硫酸反应生成二氧化硫、硫酸铜和水，其反应方程式为：Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O；多余的二氧化硫用酸性KMnO4溶液吸收，防止干扰后面的试验，故答案为：Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O；除去SO2气体；
②二氧化碳与Na2SiO3溶液反应生成硅酸，证明了碳酸酸性比硅酸强，说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强，所以当酸性KMnO4溶液褪色不完全，盛有Na2SiO3溶液的试管中出现白色沉淀即说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强，故答案为：E试管中的溶液褪色不完全，F试管中出现白色胶状沉淀；
③依据最高价含氧酸的酸性强弱判断非金属性强弱，二氧化硫溶于水生成的是亚硫酸，不是最高价含氧酸，所以不能判断非金属性强弱，故答案为：不能；H2SO3不是S的最高价含氧酸的水化物，无法比较非金属性。
【分析】（1）同一主族从上到下金属元素原子失电子能力逐渐增强；同一周期主族元素从左到右金属元素原子失电子能力逐渐减弱；
（2）反应速率的影响因素主要有温度、浓度等；
（3）仪器A为分液漏斗；
（4）连接好仪器之后首先应检查装置的气密性；
（5）①浓与浓硫酸反应生成硫酸铜、二氧化硫和水；二氧化硫能与酸性高锰酸钾反应；
②酸性KMnO4溶液褪色不完全，盛有Na2SiO3溶液的试管中出现白色沉淀即说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强；
③H2SO3不是S的最高价含氧酸。
21．【答案】（1）还原性
（2）非极性
（3）
（4）NaOH；；
（5）
【知识点】两性氧化物和两性氢氧化物；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】
(1)、由分析可知， ①~⑩的元素分别为：C、N、O、F、Na、Mg、Al、S、Cl和Ar。元素⑤即Na，最外层由一个电子，容易失去电子变成稳定结构，所以Na有还原性。故答案为：还原性；
(2)、元素②为N，单质气体为N2，含有氮氮三键，属于非极性共价键，故答案为：非极性；
(3)、元素③、⑨为O和Cl，与H形成的化合物为HClO；电子式为；故答案为；
(4)、第三周期中最高价氧化物对应的水化物的碱性，同周期中，随电荷数数的增大而减小，所以碱性最强的是NaOH，具有两性的是Al（OH）3，两者反应的离子方程式为：，故答案为：NaOH；Al（OH）3；；
(5)、元素③、⑤、⑨分别为O、Na、Cl。离子的电子结构示意图相同时，离子半径，阴离子大于阳离子，所以氧离子大于钠离子；而氯离子多一层电子，半径比氧离子大，所以离子半径大小为，故答案为： 。
【分析】本题主要考察元素周期律的推断题。需要掌握相关规律才能解答本题。
(1)、根据元素周期表得知①~⑩的元素分别为：C、N、O、F、Na、Mg、Al、S、Cl和Ar。元素得失电子的角度看：升失氧，降得还。失去电子，化合价升高，发生氧化反应，作为还原剂；得到电子，化合价降低发生还原反应，作为氧化剂。可知Na具有还原性。
(2)、共价化合物中，同种元素形成的共价键为非极性共价键，不同元素之间形成的是极性共价键。N2中含有氮氮三键，属于非极性共价键；
(3)、书写电子式时，要注意共价化合物的电子式，应把提供共用电子对的原子放在中间，这是本题易错点；
(4)、根据元素周期律：最高价氧化物对应的水化物的碱性，同周期中，随电荷数数的增大而减小来推断得出碱性最强为NaOH。
(5)、根据元素周期律，离子半径大小比较规律：离子的电子结构示意图相同时，离子半径，阴离子大于阳离子。推断出。
22．【答案】（1）16
（2）A
（3）二；ⅡA
（4）<
（5）化学变化
（6）+4
（7）NaCl
【知识点】原子结构示意图；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用；微粒半径大小的比较
【解析】【解答】(1) 由图可知，硫元素原子序数是16；
(2) 氟有9个质子、9个电子，原子结构示意图为A；
(3) 镁为12号元素，在元素周期表的第二周期第ⅡA族；
(4) 同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，原子半径大小：H
(6) SiO2中氧元素为-2价，硅化合价为+4；
(7) 钠和氯形成生活中常见调味品为氯化钠，化学式为NaCl。
【分析】(1) 硫元素原子序数是16；
(2) 氟有9个质子、9个电子；
(3) 镁在元素周期表的第二周期第ⅡA族；
(4) 同主族元素从上到下原子半径逐渐增大；
(5) 生成了新物质为化学变化；
(6) 化合价的判断；
(7) 生活中常见调味品为NaCl。
23．【答案】（1）Na；O；Na2O
（2）1s22s22p63s23p1；Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
（3）O>S；2H2S+O2=2S↓+2H2O
（4）NaHCO3；NaCl+NH3+CO2+H2O=NaHCO3↓+NH4Cl
【知识点】元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】根据元素周期表的位置，可以知道A为H，B为C，C为N，D为O，E为Na，F为Al，G为S，H为Cl；
（1）原子从左到右减小，从上到下增大，则原子半径最大的为Na；非金属性从左到右增强，从上到下减弱，则表中非金属性最强的为O；Na和O可以形成Na2O2和Na2O两种化合物，故答案为：Na；O；Na2O或Na2O2；
（2）Al为13号元素，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p1；Al的最高价氧化物对应的水化物为Al(OH)3，Na的最高价氧化物对应的水化物为NaOH，Al(OH)3可以和NaOH反应生成NaAlO2和H2O，故答案为：1s22s22p63s23p1； Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O；
（3）同主族元素，从上到下非金属性减弱，则O>S，非金属性的比较可以用其单质的氧化性比较，氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，即可以用O2和H2O反应生成S和H2O，故答案为：O>S； 2H2S+O2=2S↓+2H2O；
（4）H、C、O、Na形成的化合物为NaHCO3；侯氏制碱法为饱和食盐水中通入氨气和二氧化碳，发生的反应为氯化钠、氨气、二氧化碳和水反应生成碳酸氢钠和氯化钠，故答案为：NaHCO3； NaCl+NH3+CO2+H2O=NaHCO3↓+NH4Cl。
【分析】（1）同一周期，从左到右半径减小，同一主族，从上到下半径增大；同一周期，从左到右金属性减弱，非金属性增强，同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱；
（2）核外电子排布式可以结合原子序数判断；
（3）非金属性的比较：最高价氧化物对应水化物的酸性，和氢气反应的程度，氢化物的稳定性，单质氧化性；
（4）氯化钠、氨气、二氧化碳和水反应生成碳酸氢钠和氯化铵。
24．【答案】（1）7；ds；[Ar]3d104s1
（2）HF能形成分子间氢键
（3）F>N>O
（4）平面三角形
（5）难；由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，较难(或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态，较易)
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；原子轨道杂化方式及杂化类型判断；含有氢键的物质；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】a元素基态原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同，a的基态电子排布为1s22s22p3，a为N；c元素的电负性在已知元素中最强，c为F；b元素基态原子的价电子排布为 nsnnp2n ，其价电子排布为2s22p4，b为O； d元素基态原子的价电子数等于其电子层数，d价电子排布为3s23p1，d为Al；e元素的单质在常温下为黄绿色气体，e为Cl；f元素基态原子最外层只有1个电子，次外层所有轨道的电子均成对，f为Cu。
(1) d为Al，有7个轨道，7种空间运动状态；f元素为Cu元素，在ds区，基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s1。
故答案为：
第1空、7
第2空、ds
第3空、[Ar]3d104s1
(2) c简单氢化物是HF，e简单氢化物是HCl，HF能形成分子间氢键，沸点更高。
故答案为： 第1空、HF能形成分子间氢键
(3) 同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，第ⅤA族的大于第ⅥA族的，第一电离能大小顺序是F＞N＞O。
故答案为： 第1空、F>N>O
(4) a的最高价氧化物对应水化物为HNO3，成键电子对数为3，硝酸根的空间构型为平面三角形。
故答案为： 第1空、平面三角形
(5) Mn的第三电离能大于Fe的第三电离能，Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态较难，Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态较容易。
故答案为：
第1空、难
第2空、由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，较难(或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态，较易)
【分析】a元素基态原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同，a的基态电子排布为1s22s22p3，a为N；c元素的电负性在已知元素中最强，c为F；b元素基态原子的价电子排布为 nsnnp2n ，其价电子排布为2s22p4，b为O； d元素基态原子的价电子数等于其电子层数，d价电子排布为3s23p1，d为Al；e元素的单质在常温下为黄绿色气体，e为Cl；f元素基态原子最外层只有1个电子，次外层所有轨道的电子均成对，f为Cu。
(1) d为Al，有7个轨道，7种空间运动状态；f元素为Cu元素，在ds区，基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s1；
(2) 分子间氢键，沸点更高；
(3) 同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，第ⅤA族的大于第ⅥA族的；
(4) 硝酸根的空间构型为平面三角形；
(5) Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态较难，Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态较容易。
25．【答案】（1）第二周期第ⅣA族
（2）NaOH
（3）S2-
（4）HCl
（5） →
【知识点】元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】(1) 元素②为C，在周期表中的位置是第二周期第ⅣA族；
故答案为： 第1空、第二周期第ⅣA族
(2) 元素⑤、⑥是Na、Al，最高价氧化物对应的水化物为NaOH和Al(OH)3，金属性：Na>Al；
故答案为： 第1空、NaOH
(3)⑥、⑦、⑧三种元素常见离子为Al3+、S2-、Cl-，电子层数越多，离子半径越大；电子层数相同的离子，离子半径随着原子序数的增大而减小；
故答案为： 第1空、S2-
(4) 元素⑦、⑧形成的简单氢化物为H2S、HCl，非金属性越强，对应的氢化物的稳定性越强；
故答案为： 第1空、HCl
(5)⑤和⑦按2∶1的原子个数比形成化合物为Na2S ；
故答案为： 第1空、 →
【分析】(1)根据图中短周期主族元素的原子序数推断出①⑧分别为H、C、N、O、Na、Al、S，Cl。
C是6号元素，周期表中的位置为第二周期第ⅣA族；
(2) 金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的碱性越强；
(3)电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同的离子，离子半径随着原子序数的增大而减小；
(4) 非金属性越强，对应的氢化物的稳定性越强l；
(5) 电子式形成的过程的书写。
