专题07 物质结构与元素周期律-备战2022届高考化学二轮复习题型专练

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一、 元素周期表
要点一、元素周期表
1．原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。
原子序数=核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中）
2．编排原则
（1）周期：将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列，排成一个横行；周期序数=电子层数。
（2）族：把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增顺序从上到下排列，排成一个纵行。长式元素周期表有18纵行，分为16个族。
3．3个短周期：一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种
3个长周期：四、五、六周期元素种数分别为18、18、32种
1个不完全周期：七周期元素种数为26（非排满）种
周期（7个）
主族（7个）：ⅠA～ⅦA
副族（7个）：ⅠB～ⅦB
Ⅷ（1个）：表中第8、9、10三个纵行
0族（1个）：表中最右边
族
元素周期表
元素周期表的结构（“七横十八纵”）







表中各族的顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB…ⅦB、ⅠB、ⅡB、ⅢA……ⅦA、0（自左向右）。
主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。用族序数后加字母A表示。7个。
副族：完全由长周期元素构成的族。用族序数（罗马数字）后加字母B表示。7个。
第Ⅷ族：第8、9、10纵行。
0族：第18列稀有气体元素。
4．原子结构与周期表的关系
（1）电子层数=周期数
（2）最外层电子数=主族序数=最高正化合价（除F、O）
（3）质子数=原子序数
二、原子结构
1．突破原子组成的两大关系
（1）构成原子的微粒之间存在两个等量关系
原子的核电荷数＝核内质子数＝核外电子数；质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
2．辨析核素、同位素、同素异形体、同分异构体等概念

同位素
同素异形体
同分异构体
同系物
概念
质子数相同，中子数不同的同一种元素的原子之间互为同位素
同种元素组成的结构不同的单质之间互为同素异形体
分子式相同，结构不同的化合物互为同分异构体
结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称同系物
对象
原子之间
单质之间
一般为有机化合物之间
有机物
化学性质
几乎完全相同
相似，一定条件下可以相互转变
可能相似也可能不同
相似
实例
H、H、H
金刚石与石墨、C60；红磷与白磷；O2与O3
CH3COOH与HCOOCH3
如甲烷、乙烷、丙烷；乙烯、丙烯；甲酸、乙酸
二、 元素周期律
1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。
2．实质：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化。
注：元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等
3．元素周期表中主族元素性质的递变规律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
元素性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)
相同最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性
和非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化
物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱

4．1—18号元素的有关知识

5． 金属元素与非金属元素在周期表中有相对明确的分区现象。如图所示，虚线的右上角为非金属元素，左下角为金属元素。
　　　　
①元素的金属性与非金属之间并没有严格的界线，所以位于分界线附近的元素既能表现一定的金属性，又能表现一定的非金属性。
　　②由表中信息可知：处于元素周期表的左下方的元素钫（Fr，第七周期，第ⅠA族）的金属性最强；处于元素周期表中右上方的元素氟（F，第二周期，第Ⅶ族）的非金属性最强。
6．正确理解元素的金属性和非金属性
（1）元素金属性、非金属性的强弱与元素原子失去或得到电子的难易程度有关，与失去或得到电子的数目无关。如Na在反应中易失去1个电子，Al在反应中易失去3个电子，但金属性：Na>Al。
（2）通常根据最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸性或碱性的强弱来判断。
（3）不能认为失电子难的原子得电子能力一定强。例：He既难失电子，也难得电子。
7、比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的常见方法
金
属
性
比
较
本质
原子越易失电子、金属性越强
判
断
依
据
1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
2．单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。
3．单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。
4．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
5．置换反应：若xn++yx+ym+ ，则y比x金属性强。
非
金
属
性
比
较
本质
原子越易得电子，非金属性越强。
判
断
方
法
1．与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性就越强。
2．单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。
3．最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。
4．置换反应：若An-+BBm-+A ，则B比A非金属性强。
5．与变价金属化合时，产物中金属元素的化合价越高，对应元素的非金属性越强。

8、周期表中特殊位置的元素
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、S；
③族序数等于周期数3倍的元素：O；
④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca；
⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba；
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C；
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S；
⑧除H外，原子半径最小的元素：F；
⑨短周期中离子半径最大的元素：P。
9、元素周期表中之最
原子半径最小的原子：H
单质质量最轻的元素：H
宇宙中含量最多的元素：H
最不活泼的元素：He
最轻的金属单质：Li
形成化合物最多的元素：C
含H质量分数最高的气态氢化物：CH4
空气中含量最多的元素：N
地壳中含量最高的元素：O，其次是Si
地壳中含量最高的金属元素：Al，其次是Fe
非金属性最强的元素：F
金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr）
与水反应最剧烈的金属单质：Cs（不考虑Fr）
与水反应最剧烈的非金属单质：F2
最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4
最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH（不考虑FrOH）
所含元素种类最多的族：ⅢB
常温下呈液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg
四、化学键
1．物质中化学键的存在规律
（1）离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。如(NH4)2SO4、NH4NO3、NaOH、Na2O2等。
（2）共价化合物中只有共价键，一定没有离子键，如HCl、CH4、CO2、H2SO4等。
2．化学键与物质类别关系
（1）只含非极性共价键的物质：非金属元素构成的单质，稀有气体除外，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
（2）只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物，如HCl、NH3、SiO2、CS2等。
（3）既有极性键又有非极性键的物质，如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等。
（4）只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。
（5）既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、CaC2等。
（6）由强极性键构成但又不是强电解质的物质：如HF等。
（7）只含有共价键，而无范德华力的化合物：如原子晶体SiO2、SiC等。
（8）无化学键的物质为稀有气体，如Ar等。
3．用电子式表示化合物的形成过程
（1）离子化合物
①AB型如：NaCl
②AB2型如：CaCl2
③A2B型如：Na2O
（2）共价化合物
如：2H＋―→HH
五、解题技巧
1、区分：元素、核素、同位素之间的关系

2、熟记微粒间“四个”数量关系
①质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数。
②质量数＝质子数＋中子数
③质子数＝阳离子的核外电子数＋阳离子所带正电荷数。
④质子数＝阴离子的核外电子数－阴离子所带负电荷数。
3、核外电子排布规律及应用
规律学习是主线，特性特点往往是考点，所以我们在复习中不仅要掌握原子结构的规律，还要掌握原子结构的特性。核电荷数为1～18的元素的原子结构是高考重点要求与考查的内容，熟练掌握其结构特征，尤其是核外电子排布是快速判断元素的前提和基础。
（1）规律
①最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be、Ar。
②最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C；3倍的是O；4倍的是Ne；的是Li、Si。
③电子层数跟最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。
④最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S；3倍的是O。
（2）特性
核电荷数为1～18的元素的特征性质：
①气态密度最小，原子核中只有质子没有中子，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H。
②单质硬度最大，熔沸点最高，形成化合物种类最多，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C。
③原子半径最大的是Na，最小的是H。
④地壳中含量最多的元素为氧，其次是硅；地壳中含量最多的金属元素是铝。
⑤一些元素的应用：Li、H常用于高能电池，Si是制造光电池、半导体的常用材料；Al是应用最广泛的短周期金属元素；14C常用于文物的年代鉴定。
（3）熟记常见的等电子微粒
①常见“10e－”微粒
A、分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；
B、阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、H3O＋、NH4+；
C、阴离子：F－、O2－、OH－、NH2-。
②常见“18e－”微粒
A、分子：Ar、HCl、H2S、H2O2、F2、C2H6、CH3OH；
B、阳离子：K＋、Ca2＋；
C、阴离子：Cl－、S2－、HS－。
③其他等电子微粒
A、“14e－”：Si、N2、CO、C2H2、C22-；
B、“16e－”：S、O2、C2H4、HCHO。
4、微粒半径大小比较
（1）粒子半径比较基本原则
①一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。如同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)。
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。如同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。如r(Na)＞r(Cl)、r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)。
 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。如：r(Cl－)＞r(Cl) 、r(Fe2+)＞r(Fe3+)。
（2）微粒半径的大小比较规律
①同周期元素的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。如：Na>Mg>Al>Si（稀有气体的原子半径不参与比较）。
②同主族元素原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。如： Li ③同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：Na+>Mg2+>Al3+。
④同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：P3->S2->Cl-。
⑤同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。如：第ⅠA族中：Na+ ⑥同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：第ⅦA族中：F- ⑦阳离子半径总比相应原子半径小。如：Na+ ⑧阴离子半径总比相应原子半径大。如：S2->S，Br->Br。
⑨电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：S2->Cl->K+>Ca2+，Al3+ ⑩同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。如：Fe>Fe2+>Fe3+，H->H>H+。
5、元素原子序数的确定
（1）依据主族元素在周期表中的位置
对于主族元素，电子层数＝周期数，最外层电子数＝主族序数，所以知道元素在周期表中的位置，即能画出其原子结构示意图，从而确定其原子序数。如某元素的位置为第四周期第ⅦA族，其原子结构
+Z
8
2
187
7

示意图为 ，则原子序数Z为35。


（2）利用同主族相邻两元素原子序数的关系
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。
③直接相邻的“┳”型、“┻”型、“╋”型原子序数关系



（3）利用同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数的关系
设ⅡA族、ⅢA族元素原子序数分别为x、y，
则有y=x+1（第二、三周期）
y=x+11（第四、五周期）
y=x+25（第六、七周期）
（4）已知元素的原子序数确定其在元素周期表中的位置
方法：第一～七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118(第七周期若排满)，可利用元素的原子序数与最相近稀有气体元素原子序数的差值来推断元素在周期表中的位置，遵循“比大小，定周期；比差值，定族数”的原则。如53号元素，由于36＜53＜54，则53号元素位于第五周期，54－53＝1，所以53号元素位于54号元素左侧第一格，即ⅦA族，得53号元素在元素周期表中的位置是第五周期ⅦA族。
6、理解化学键与物质类别的关系


　

　

考向一 元素金属性和非金属性的比较

典例1 下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是
选项
事实
推论
A
与冷水反应，Na比Mg剧烈
金属性：Na>Mg
B
Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2
金属性：Ca>Mg
C
SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2
非金属性：S>C
D
t ℃时，Br2＋H22HBr K＝5.6×107
I2＋H22HI　K＝43
非金属性：Br>I
过 关 秘 籍
（1）通常根据元素原子在化学反应中得、失电子的难易程度判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据得、失电子数的多少。
（2）通常根据最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸性或碱性的强弱来判断。
（3）金属性是指金属原子失电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。
（4）利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如Al−Mg−NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe−Cu−HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。

考向二 微粒半径大小的比较

典例2 已知1-18号元素的离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同电子层结构，下列关系正确的是（ ）
A．质子数：c＞b B．离子的还原性：Y2-＞Z-
C．氢化物的稳定性：H2Y＞HZ D．原子半径：X＜W
“三看”法快速判断简单微粒半径的大小



考向三 电子式的书写与正误判断

典例3 下列关于电子式的表述正确的是
A．HClO的电子式为H
B．SCl2的电子式为
C．用电子式表示HCl的形成过程为H＋―→H＋[]－
D．已知SCN－中每个原子都达到8电子结构，则其电子式为[]－

电子式书写常见的四大误区

考向四 8电子结构的判断

典例4 下列分子中，所有原子都满足最外层为8电子结构的是
A．BF3 B．PCl5
C．HCl D．CF2Cl2
8电子结构的判断方法
方法一：经验规律法
最外层电子数+|化合价|=8的原子或单核离子皆为8电子结构
方法二：试写结构法
判断某化合物中的某原子最外层是否达到8电子稳定结构，应从其结构式结合原子最外层电子数进行判断，如 ①H2O，O最外层有8个电子，而H最外层只有2个电子。②N2，N原子最外层有5个电子，N与N之间形成三个共价键，所以N2中的N原子最外层达到8电子稳定结构。

考向五 化学键与物质类别、性质

典例5 下列物质既含有离子键又含共价键的是
A．NH3 B．Na2O C．NH4Cl D．H2O2
考向六 化学键的断裂与形成

典例6 在下列变化过程中，属于“破坏极性键和非极性键，形成极性键和非极性键”过程的是
A．冰→水→水蒸气→H2和O2
B．2Na＋Cl2===2NaCl
C．2H2＋O22H2O
D．2H2O2===2H2O＋O2↑
分析物质变化与化学键变化的思维模型


考向七 化学键与分子间作用力、氢键

典例7 下列解释正确的是
A．H2O很稳定，是因为水分子之间存在氢键
B．HF的熔、沸点在同族元素的氢化物中出现反常，是因为HF分子中有氢键
C．卤素单质从上到下熔沸点升高，是因为它们的组成结构相似，从上到下其摩尔质量增大，分子间的范德华力增大
D．氨气极易溶于水，与氢键没有关系
化学键、分子间作用力和氢键的对比
相互作用
化学键
分子间作用力
氢键
存在范围
分子内相邻原子(离子)之间
分子之间
含H—F、O—H、
N—H键的分子之间
作用力
比较
强
很弱
比化学键弱，
比分子间作用力强
影响范围
物质的物理性质及化学性质
物质的物理性质
物质的物理性质
对物质性
质的影响
①离子键：成键离子半径越小、离子所带电荷越多、离子键越强，离子化合物的熔、沸点越高；
②共价键：原子半径越小，共用电子对越多，共价键越强，单质或化合物的稳定性越强
①影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质；
②组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增大，物质的熔、沸点逐渐升高
分子间氢键的存在使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点：H2O>H2S，HF>HCl；乙醇与水混溶


一、单选题
1．下列表示正确的是
A．34S2-的结构示意图： B．氮分子的结构式：N-N
C．CO2的结构模型： D．氯化氢的电子式：
2．以下事实不能说明氯的非金属性比硫强的是
A．氯气与铁反应生成FeCl3，而硫与铁生成FeS
B．氯气与氢气光照反应，而硫与氢气持续加热才反应
C．HCl是强酸而H2S是弱酸
D．氯气通入硫化氢水溶液出现黄色浑浊
3．短周期两种元素X和Y， X2-和Y+两种离子具有相同的电子层结构，下列说法中正确的是
A．原子序数：X＞Y B．电子总数：X＞Y
C．离子半径： X2-＞Y+ D．原子半径： X＞Y
4．下列说法正确的是
A．稳定性： NH3＞ PH3 ＞SiH4 B．第IA族元素都是碱金属元素
C．碱性： LiOH＞NaOH＞ Mg(OH)2 D．卤族元素最高化合价均为+7价
5．下列说法中，正确的是(　　)
A．原子的质量主要集中在质子
B．同位素：H2、D2、T2
C．H2O和NH3分子中具有相同的质子数和电子数
D．稀有气体的原子最外层都达到8电子稳定结构，故都不能与别的物质发生反应
6．元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法不合理的是
A．微粒X+和Y-的核外电子排布相同，则原子半径：X>Y
B．由水溶液的酸性：HCl>H2CO3，可以推断出元素的非金属性：Cl>C
C．Cs和K位于I A不同周期，则碱性：CsOH>KOH
D．Be与Al同处于同周期表金属与非金属交界处，可推出：Be(OH)2+2OH-=BeO +2H2O
7．下列说法不正确的是
A．HCl属于共价化合物，溶于水能电离出H+和Cl-
B．NaOH是离子化合物，该物质中含共价键
C．碘在升华过程中，只需克服分子间作用力
D．氢键是一种特殊的化学键
8．已知X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，其原子半径与主要化合价的关系如图所示。下列说法错误是( )

A．X与Y和X与Z组成的化合物中可能均含有非极性共价键
B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是盐或碱
C．M与Y组成的化合物有多种，其中MY2可作为自来水杀菌消毒剂，是一种酸性氧化物
D．实验室可以利用R与Y组成的化合物和X与Z组成的化合物的水溶液反应来制取X与Z组成的化合物


一、单选题
1．下列化学用语正确的是
A．HClO 的结构式为 H—O—Cl
B．核数中质子数为116，中子数为 293
C．S2-的离子结构示意图为
D．Cl2的电子式为 Cl：Cl
2．X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素，X和Y能形成两种常见离子化合物，Z原子最外层电子数与其电子层数相同，X与W同主族。下列叙述不正确的是
A．简单离子半径：W＞X＞Y＞Z
B．X、Y形成的Y2X2阴阳离子数目比为1:1
C．Y、Z和W的最高价氧化物的水化物可以相互反应
D．X与W形成的化合物可使紫色石蕊溶液变红
3．下表为元素周期表的一部分，其中X、Y、Z、W为短周期元素，W元素的核电荷数为X元素的2倍。下列说法正确的是


X
Y
Z
W

T


A．元素的原子半径W＞Z＞X
B．Y、Z、W元素在自然界中均不能以游离态存在
C．Y、Z、W氧化物的水化物酸性依次增强
D．根据元素周期律，可推测T元素的单质具有半导体特性，T2X3具有氧化性和还原性
4．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的简单氢化物可用作制冷剂，且W形成的单质在空气中占比最大，Y的原子半径是所有短周期主族元素中最大的。由X、Y和Z三种元素形成的一种盐溶于水后，加入稀盐酸，有黄色沉淀析出，同时有刺激性气体产生。下列说法不正确的是( )
A．X的简单氢化物的热稳定性比W的强
B．Z与X属于同一主族，与Y属于同一周期
C．Y的简单离子与X的简单离子具有相同的电子层结构
D．W的简单氢化物溶于水形成的水溶液可使蓝色石蕊试纸变红
5．2020年12月17日“嫦娥五号”返回器携带月球样品成功着陆地球。月球上的土壤中吸附着数百万吨的。在地球上，氦元素主要以的形式存在。下列说法正确的是( )
A．原子核内含有4个质子 B．和互为同位素
C．原子核内含有2个中子 D．的最外层电子数为2，所以具有较强的还原性
6．下列性质的递变规律错误的是
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
7．一百多种元素通过化学键结合成了形形色色的物质，下列关于化学键的叙述中，不正确的是( )
A．化学键是存在于物质中相邻原子间强烈的相互作用力
B．发生化学反应时，有旧的化学键断裂，新的化学键生成
C．离子化合物中只有离子键，共价化合物中只有共价键
D．单质的分子中不一定存在共价键
8．短周期主族元素 X、Y、Z、W 原子序数依次增大。X 的简单氢化物和其最高价含氧酸可形成盐，Y 与 X 同周期且是该周期主族元素中原子半径最小的元素；W-具有与氩原子相同的电子层结构；Z、W 原子的最外层电子数之和为 8.下列说法错误的是
A．X 与 Z 的简单离子半径：X>Z
B．Z 的单质可与 O2形成两种化合物
C．W 的氧化物对应水化物均为强酸
D．Y 与 Z 形成的化合物水溶液显碱性
9．a、b、c、d是四种短周期元素，a、b、c同周期，c、d同主族。a的原子结构示意图为，b与d形成的化合物的电子式为则下列叙述中正确的是( )
A．原子序数：a>b>c
B．b和氢不能存在于同一离子化合物中
C．a和d可以形成化学式为a3d4的共价化合物
D．c与氢形成的化合物cH3中含有非极性共价键
10．2019年是国际化学元素周期表150周年。下列关于元素周期表的说法正确的
A．ⅠA、IIA族的元素全部是金属元素，均能与酸发生反应生成氢气
B．元素周期表包含7个周期、7个主族、7个副族、1个Ⅷ族、1个零族
C．现代元素周期表是按照相对原子量的大小顺序进行对元素进行排列
D．零族元素中所有原子的最外层电子数都是8个，化学性质稳定

二、填空题
11．下列为元素周期表中的一部分，用化学式或元素符号回答下列问题。
族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2



⑥

⑦
⑪
 
3
①
③
⑤



⑧
⑩
4
②
④




⑨

(1)11种元素中，化学性质最不活泼的是__________，原子半径最小的是_________。
(2)①②⑤中，最高价氧化物的水化物，碱性最强的是___________。
(3)②③④中形成的简单离子半径由大到小的顺序是_________________。
(4)元素⑦的氢化物电子式为_______，该氢化物常温下和元素②的单质反应的离子方程式是________________。
(5)①和⑨的最高价氧化物对应的水化物化学式为__________和__________。①和⑨两元素形成化合物中化学键的类型为____________，该化合物灼烧时焰色为_________，该化合物的溶液与元素⑧的单质反应的离子方程式为__________________。
(6)①和⑤最高价氧化物对应的水化物相互反应的化学方程式为___________。
(7)⑧⑨⑪三种元素形成的气态氢化物最稳定的是_______。
12．(1)人体血液中如果缺乏亚铁离子，就会造成缺铁性贫血。市场出售的某种麦片中含有微量、颗粒细小的还原铁粉，这些铁粉在人体胃酸(胃酸的主要成分是HCl)作用下转化成亚铁盐。写出该反应的离子方程式______。
(2)高铁酸钠(Na2FeO4)是一种新型绿色消毒剂，主要用于饮用水处理。工业上制备高铁酸钠有多种方法，其中一种方法的化学原理可用离子方程式表示为：3ClO−+2Fe3++10OH−=2FeO+3Cl−+5H2O。该反应中氧化剂是______(填离子符号，下同)，发生氧化反应的离子是______。
(3)研究物质时会涉及物质的组成、分类、结构和性质等方面。
①NaCl属于盐类，检验其组成中所含阳离子的方法是______；
②铯和钠属于同主族元素，铯原子核外有6个电子层，则铯在周期表中的位置是______。请从结构角度说明铯的金属性强于钠______。
13．已知A、B、C、D、E都是短周期的主族元素，原子序数依次增大，其中A是空气中含量最多的元素，C是短周期中原子半径最大的元素，C与B可形成C2B和C2B2两种物质，E是地壳中含量最多的金属元素。请回答下列问题：
(1)①A在元素周期表中的位置_______。
②上述元素的最高价氧化物对应的水化物中碱性最强的是_______(填化学式)。
③写出C2B2的电子式_______。
(2)C、D、E三种元素对应的简单离子的半径由大到小的顺序是_______(填离子符号)。
(3)写出单质E与溶液反应的离子方程式_______。