化学必修 第一册第二节 元素周期律学案

这是一份化学必修 第一册第二节 元素周期律学案，共13页。学案主要包含了知识回顾，新知学习，知识进阶，问题探究，知识归纳总结，规律方法指导，效果检测等内容，欢迎下载使用。

2022-2023学年高一化学同步学习高效学与练（自主学案）
第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
课程学习目标
1．认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价、原子半径等性质的周期性变化规律。
2．以第三周期元素为例，掌握同周期主族元素金属性和非金属性的递变规律。
学科核心素养
1．通过对“同周期元素性质”的学习，培养科学探究和创新意识。
2．通过对“元素周期律内容和实质”的学习，建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式。
【知识回顾】
1．元素周期表中，第三周期主族元素的名称是__钠__、__镁__、__铝__、__硅__、__磷__、__硫__、__氯__。
2．元素周期表中的周期数等于该周期元素原子的__电子层数__，主族元素族序数等于原子的__最外层电子数__。同一主族自上而下，金属性逐渐__增强__，非金属性逐渐__减弱__。
3．镁、铝、硫、氯的原子结构示意图分别为：____、____、____、____。
【新知学习】
一.原子结构的周期性变化
原子
序数
电子
层数
最外层
电子数
原子半径的变化(稀有气
体元素除外)
最高或最低化合价的变化
1～2
1
1～2

＋1→0
3～10
__2__
__1～8__
由__大__到__小__
__＋1__→__＋5__
__－4__→__－1__→__0__
11～18
__3__
__1～8__
由__大__到__小__
__＋1__→__＋7__
__－4__→__－1__→__0__
结论
随着原子序数的递增，元素原子的__核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化__



二．第三周期元素性质的递变
1．钠、镁与水的反应

钠
镁
实验
操作

实验
现象
__钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红_
__加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色__
反应
原理
__2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑__
Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑
结论
钠、镁均能与水反应，钠比镁活泼，金属性：Na>Mg。

2．两性氢氧化物
(1)概念：既能与强酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。
(2)氢氧化铝的两性
①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：__产生白色沉淀__，反应方程式：__AlCl3＋3NH3·H2O===3NH4Cl＋Al(OH)3↓__。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，现象：__先产生白色沉淀，后白色沉淀溶解__，
反应方程式：__AlCl3＋3NaOH===3NaCl＋Al(OH)3↓__、__NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O__。
③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，发生反应的离子方程式：__Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O__。
3．钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性

NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
分类
强碱
中强碱
(属于弱碱)
两性氢氧化物
碱性强弱
NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
结论
金属性：Na＞Mg＞Al

4．Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律

Si
P
S
Cl
判断依据
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃
与氢气反应
由难到易的顺序为__Si 最高价氧化物对应
的水化物的酸性
H2SiO3：弱酸
H3PO4：中强酸
H2SO4：强酸
HClO4：强酸
酸性：__HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3__
结论
__Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强__

5．同周期元素性质递变规律
从 Na C1 ，金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 。
三. 元素周期律
1. 内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
2. 实质：是原子核外电子排布呈现周期性变化的结果。
3. 元素性质的周期性变化规律
内容
同周期(左→右)
同主族(上→下)
化合价（稀有气体除外）
最高正化合价由
＋1→＋7(O、F除外)
最低负化合价＝
－(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.元素金属性、非金属性强弱比较
(1)结构比较法
最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强；
最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。
(2)位置比较法
元素周期表
金属性从左向右，由强变弱，从上到下，由弱变强：
非金属性从左向右，由弱变强，从上到下，由强变弱
金属活动性顺序
按 K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱
非金属活动性顺序
按 F、O、Cl、Br、I、S 的顺序，非金属性减弱
(3)实验比较法
三反应
置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强
与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强

【知识进阶】
一．元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【问题探究】
1．根据P、S、Cl在周期表中位置进行比较
(1)H3PO4、H2SO4、HClO4酸性强弱。
非金属性：Cl＞S＞P，酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4。
(2)P3－、S2－、Cl－还原性强弱。
非金属性：Cl＞S＞P，还原性：P3－＞S2－＞Cl－。
2．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。
元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si 【知识归纳总结】
内容
同周期
(从左到右)
同主族
(从上到下)
原子
结构
电子层数
相同
依次增加
最外层
电子数
依次增加
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
从＋1→＋7，
从－4→－1
相似
(最高正
价相同)
元素的
性质
得电子
能力
逐渐增强
逐渐减弱
失电子
能力
逐渐减弱
逐渐增强
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
单质
氧化性
逐渐增强
逐渐减弱
还原性
逐渐减弱
逐渐增强
离　子
阳离子氧化性
增　强
减　弱
阴离子还原性
减　弱
增　强
氢化物
稳　定　性
增　强
减　弱
还　原　性
减　弱
增　强
最高价氧化物的水化物
酸　性
增　强
减　弱
碱　性
减　弱
增　强
【点拨】
(1)主族元素的最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)只有非金属才有负价，且|最低负价数值|＋|最高正价数值|＝8。
(3)比较元素的非金属性，可以通过最高价氧化物对应水化物的酸性比较，而不是氢化物溶液的酸性。例如已知酸性HCl＞H2S，但是不能说明氯的非金属性比硫的强。
【典例1】a，b，c，d为原子序数依次增大的短周期主族元素，a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同；c所在周期数与族数相同；d与a同族，下列叙述正确的是(　 　)
A．原子半径：d＞c＞b＞a
B．4种元素中b的金属性最强
C．c的氧化物的水化物是强碱
D．d单质的氧化性比a单质的氧化性强
【答案】B
【解析】
由a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素，a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同，则a的原子序数应为2或8；c所在周期数与族数相同，则c只能为Al，又由于d与a同族且d的原子序数最大，因此d与a只能为ⅢA族以后的元素，故a的原子序数为8，为O，d为S；则b为Na或Mg。由于b、c、d在第3周期，则原子半径为b＞c＞d，d与a同主族，则原子半径d＞a，故A项错误；同周期从左到右，金属性逐渐减弱，则金属性b＞c，a、d为非金属，金属性较弱，故B正确；c为Al，其氧化物的水化物为氢氧化铝，为两性氢氧化物，不是强碱，故C项错误；d与a属于第ⅥA族，分别为S和O，同一主族的元素非金属性从上到下逐渐减弱，因此a单质的氧化性比d单质的氧化性强，故D错误。
〔变式训练1〕元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。过去，门捷列夫曾用元素周期律预言未知元素并得到了证实。下列关于元素周期律的叙述中不正确的是(　 　)

A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，单核离子的氧化性依次增强
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应气态氢化物的稳定性依次增强
C．同周期元素的原子半径以第ⅦA族的为最大
D．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
【答案】C
【解析】
元素周期表中，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，只有C不正确。
二．粒子半径大小的比较
【问题探究】

1．根据元素周期表中各元素原子半径的变化规律，比较碳元素和氟元素、氧元素和硫元素的原子半径大小。
C和F是同周期元素，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径C大于F；O和S为同主族元素，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径S大于O。
2．如何比较电子层结构相同的微粒的半径大小？以O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋为例说明。
电子层结构相同时，核外电子数必定相等，其微粒半径随核电荷数的增加而减小，故离子半径：
O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。
【知识归纳总结】
粒子半径大小比较的“四同”
——
|
——
|
——
|
——
【典例】下列粒子半径大小的比较中，正确的是(　 　)
A．Na＋ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋
C．Na D．Cs＋＞Rb＋＞Na＋＞K＋
【答案】B
【解析】
Na＋、Mg2＋、Al3＋、O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，微粒的半径就越小，应是Al3＋ 【规律方法指导】
“三看”法比较简单粒子的半径大小
(1)“一看”电子层数：当最外层电子数相同时，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。
〔变式训练2〕下列粒子半径之比小于1的是(　 　)
A．r(Na＋)/r(Na)　　　 B．r(Cl－)/r(Cl)
C．r(Na)/r(Mg) D．r(Ca)/r(Mg)
【答案】A
【解析】
同种元素原子半径大于阳离子半径，原子半径小于阴离子半径，A对，B错；电子层数相同，原子序数越大，半径越小，则＞1，C错；电子层数越多，半径越大，则＞1，D错。
【效果检测】
1．镭（Ra）位于元素周期表中第7 周期第ⅡA 族，下列关于镭元素单质及其化合物的性质推测错误的是（ ）
A．镭的原子半径比钙的大 B．氯化镭的化学式为 RaCl2
C．单质镭不能与水反应产生氢气 D．氢氧化镭的碱性比氢氧化钙强
【答案】C
【解析】
A.镭（Ra）位于元素周期表中第7周期第ⅡA族，与Ca元素位于同一主族，同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，所以镭的原子半径比钙的大，故A正确，但不符合题意；
B.Ra是第ⅡA族，在化合物中的化合价为+2价，氯化镭的化学式为RaCl2，故B正确，但不符合题意；
C.Ca与水剧烈反应，同主族元素从上到下，金属性增强，金属性：Ca D.同主族元素从上到下，金属性增强，金属性：Ca 故选：C。
2．下列叙述中，正确的是（ ）
A．C、N、O元素的单质与氢气化合越来越难
B．Li、Na、K的氧化物的水化物的碱性依次减弱
C．Na、Mg、Al的简单离子的半径逐渐减小
D．P、S、Cl元素的最高正价依次升高，其对应的气态氢化物的稳定性依次减弱
【答案】C
【解析】
A．元素的非金属性越强，其单质越易与氢气化合，由于元素的非金属性：C＜N＜O，则C、N、O元素的单质与氢气化合越来越易，A错误；
B．元素的金属性越强，其对应碱的碱性越强。由于元素的金属性：Li＜Na＜K，则Li、Na、K的氧化物的水化物的碱性依次增强，B错误；
C．Na+、Mg2+、Al3+的核外电子排布都是2、8，离子核外电子层结构相同。对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以Na、Mg、Al的简单离子的半径逐渐减小，C正确；
D．元素的非金属性越强，其对应的氢化物就越稳定。由于元素的非金属性：P＜S＜Cl，则P、S、Cl元素的最高正价依次升高，其对应的气态氢化物的稳定性依次增强，D错误；
故合理选项是C。
3．下列关于离子半径的比较不正确的是（ ）
A．Fe ＞ Fe2+ ＞ Fe3+ B．Ca2+ ＞ Cl－
C．Na+ ＞Mg2+ D．S2－＞ Cl－ ＞K+
【答案】B
【解析】
A．同种元素的原子半径大于阳离子半径，离子所带电荷越多，阳离子半径越小，半径：Fe ＞ Fe2+ ＞Fe3+，故A正确；
B．Cl-、Ca2+电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：Cl-＞Ca2+，故B错误；
C．Na+、Mg2+核外电子排布相同，核电荷数分别为11、12，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：Na+ ＞Mg2+，故C正确；
D．电子层结构相同的离子，离子半径随着原子序数的增大而减小，离子半径：S2-＞Cl-＞K+，故D正确；
故选B。
4．下列事实可以说明M的非金属性强于N的是（　　）
A．单质与氢气化合的难易程度：M易于N
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：M弱于N
C．简单阴离子的还原性：M强于N
D．N的单质能从含M的简单阴离子的溶液中置换出M单质
【答案】A
【解析】
A、非金属性强弱比较的一般规律是：由和氢气化合的难易程度判断：越容易化合，非金属性越强，A正确；
B、由最高价氧化物对应水化物的酸性来判断：酸性越强（除氟元素之外），非金属越强，B错误；
C、由对应阴离子的还原性判断：还原性越强，对应非金属性越弱，C错误；
D、由置换反应判断：强置弱，D错误。
答案选A。
【点睛】
该题的关键是明确非金属元素强弱比较的规律，判断元素金属性(或非金属性)的强弱的方法很多，但也不能滥用，有些是不能作为判断依据的，如：①通常根据元素原子在化学反应中得、失电子的难易判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据得、失电子的多少。②通常根据最高价氧化物对应水化物的酸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碱性的强弱来判断。
5．运用元素周期律分析下面的推断，其中不正确的是（ ）
A．锂(Li)与水反应比钠与水反应剧烈
B．砹(At)为有色固体，AgAt难溶于水也不溶于稀硝酸
C．在氧气中，铷(Rb)的燃烧产物比钠的燃烧产物更复杂
D．HBrO4的酸性比HIO4的酸性强
【答案】A
【解析】
元素周期率中，同主族从上到下，原子半径增大，金属性变强，非金属性减弱，最高价氧化物对应水化物的酸性减弱，碱性增强。
A. 锂与钠是同主族元素，从上到下，金属性变强，所以钠与水反应比锂与水反应更剧烈，A项错误；
B. 砹(At)为卤族元素，从上到下，固体颜色变深，根据氯化银的性质推断AgAt难溶于水也不溶于稀硝酸，B项正确；
C. 铷为碱金属元素，碱金属从上到下，与氧气反应产物越来越复杂，则铷(Rb)的燃烧产物比钠的燃烧产物更复杂，C项正确；
D. 卤族元素从上到下，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，则HBrO4的酸性比HIO4的酸性强，D项正确。
答案选A。
【点睛】
元素周期率中，同主族从上到下，原子半径增大，金属性变强，非金属性减弱，最高价氧化物对应水化物的酸性减弱，碱性增强。
6．A、B代表两种非金属元素，下列不能说明A的非金属性比B强的是（ ）
A．B的简单阴离子(B2－)的还原性强于A的简单阴离子(A－)的还原性
B．A的含氧酸比B的含氧酸的酸性强
C．A的单质A2能将B的阴离子(B2－)氧化，并发生置换反应
D．A、B的单质分别与Fe化合时，前者产物中Fe的化合价为＋3，后者产物中Fe的化合价为＋2
【答案】B
【解析】
比较非金属元素的非金属性强弱，可根据单质之间的置换反应、对应最高价氧化物的水化物的酸性、阴离子的还原性、氢化物的稳定性等角度判断。
A．元素的非金属性越强，对应的阴离子的还原性越弱，B的阴离子(B2-)的还原性强于A的阴离子(A-)，则非金属性：A＞B故；
B．元素的非金属性越强，对应的最高价含氧酸的酸性越强，A的含氧酸比B的含氧酸的酸性强，但不一定是最高价含氧酸，不能判断A的非金属性比B强；
C．元素的非金属性越强，对应的单质的氧化性越强，A的单质A2能将B的阴离子(B2-)氧化，并发生置换反应，可说明非金属性：A＞B；
D．A、B的单质分别与Fe化合，产物中前者Fe为+3价，后者Fe为+2价，说明A得电子能力强，非金属性强；
故选B。
【点睛】
本题的易错点为B，要注意根据酸性强弱判断非金属性强弱时，只能根据最高价含氧酸的酸性强弱判断。
7．下列排列顺序正确的是（ ）
①热稳定性：H2O＞HF＞H2S ②原子半径：Na＞Mg＞O
③酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4 ④结合质子能力：OH-＞CH3COO-＞Cl-
A．①③ B．②④ C．①④ D．②③
【答案】B
【解析】
①元素的非金属性越强其对应的氢化物越稳定，非金属性：F＞O>S，所以HF＞H2O>H2S，故①错误；
②同周期元素的原子半径从左至右逐渐减小，Na＞Mg，O在Na和Mg的上一周期，半径最小，故②正确；
③元素的非金属性越强其对应的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：Cl＞S＞P，酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，故③错误；
④H2O、CH3COOH、HCl的电离程度：HCl> CH3COOH > H2O ，结合质子能力OH-＞CH3COO-＞Cl- ，故④正确；
综上可知，排序正确的为②④，故本题正确答案为B。
8．应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不熟悉的一些元素的单质及其化合物的性质。下列预测中正确的是（ ）
①第2周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性
②砹（At）单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸
③Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
④硫酸锶（SrSO4）是难溶于水的白色固体
⑤硒化氢（H2Se）是无色、有毒、比H2S稳定的气体
A．②④ B．①②③④
C．①③⑤ D．②④⑤
【答案】A
【解析】
①N元素为第二周期非金属元素，其气态氢化物溶于水显碱性，故错误；
②卤族元素单质从上到下，单质由气体过渡为固体，颜色逐渐加深，AgAt具有AgCl的相似的性质，不溶于水也不溶于稀硝酸，故正确；
③Li燃烧只能生成Li2O，故错误；
④同主族元素化合物的性质具有相似性和递变性，Ba与Sr同主族，且Sr在Ba下方，硫酸钡(BaSO4)是难溶于水的白色固体，则硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体，故正确；
⑤非金属性越强，气态氢化物越稳定，非金属性：S＞Se，则氢化物稳定性为：H2S＞H2Se，故错误；
综上所述正确的有②④，故答案为A。
9．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位于第三周期ⅠA族
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
【答案】C
【解析】
由Y的化合价只有-2价推断Y为氧元素，X的半径比氧原子的半径小且只有+1价，则X为氢元素，M的最高正价为+7价，最低负价为-1，则M代表氯元素，Z的半径小于氯元素，且最低负价为-3价，最高价为+5价，则Z代表氮元素，Q只有+1一种化合价，且Q的半径大于氯原子半径，但小于只有+2价的R，故Q代表钠元素，R代表Ca元素，据此分析解答。
A项Q代表钠元素，Na为第三周期IA族，A正确；
B项X、Y、Z三种元素分析代表H、O、N，可以形成硝酸、硝酸铵和一水合氨，故B正确；
C项M-、Q+、R2+的半径大小应该为Cl-＞Ca2+＞Na+，故C错误；
D项Z、M的最高价氧化物对应的水化物为HNO3和HClO4，都是强酸，故D正确。
答案为C。
【点睛】
微粒半径大小比较的常用规律：（1）同周期元素的微粒：同周期元素的原子或最高价阳离子或最低价阴离子半径随核电荷数增大而逐渐减小(稀有气体元素除外)，如Na＞Mg＞Al＞Si，Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，S2－＞Cl－。（2）同主族元素的微粒：同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增大，如Li＜Na＜K，Li＋＜Na＋＜K＋。（3）电子层结构相同的微粒：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O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。（4）同种元素形成的微粒：同种元素原子形成的微粒电子数越多，半径越大。如Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，H＋＜H＜H－。（5）电子数和核电荷数都不同的，可通过一种参照物进行比较，如比较A13+与S2－的半径大小，找出与A13+电子数相同的O2－进行比较，A13+＜O2－，且O2－＜S2－，故A13+＜S2－。
10．（2021·重庆·西南大学附中高一月考）把与下列元素有关性质相符的曲线标号填入相应空格中：


（1）第ⅢA族元素的最外层电子数：___________。
（2）第三周期元素的最高正化合价：___________。
（3）碱金属单质的熔点：___________。
（4）第三周期离子Na＋、Mg2＋、Al3＋、P3-、S2-、Cl-的离子半径：___________。
【答案】
（1）B（2）C（3）A（4）E
【分析】
（1）第ⅢA族元素的最外层电子数均为3，图象B符合；
（2）第三周期元素的最高化合价从+1→+7，最后以稀有气体的0价结束，图象C符合；
（3）碱金属单质熔点自上而下升高，图象A符合；
（4）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小；离子的电子层越多，离子半径越大，故同周期元素中，阳离子半径小于阴离子半径，且阳离子半径、阴离子半径均随原子序数增大而减小，图象E符合。
11．下表是元素周期表的一部分，请用化学符号回答有关问题：
主族周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
1
①







2



②
③
④

⑤
3
⑥

⑦
⑧

⑨
⑩

（1）表中化学性质最不活泼的元素，其原子结构示意图为___。
（2）②、⑧、⑨、⑩四种元素的简单气态氢化物稳定性由强到弱的顺序是___，最高价氧化物的水化物中酸性最强的是___。
（3）第三周期元素形成的简单离子中半径最小的微粒是___，写出该元素的单质分别与⑥、⑩最高价氧化物的水化物反应的离子方程式___、___。
（4）元素③的氢化物与元素⑩的氢化物发生反应的化学方程式___。
【答案】 HCl>H2S>CH4>SiH4 HClO4
Al3+ 2Al+2OH⁻+2H2O=2AlO2⁻+3H2↑ 2Al+6H+= 2Al3+ +3H2↑ NH3+HCl=NH4Cl
【解析】
(1)稀有气体化学性质最不活泼，所以化学性质最不活泼的元素是⑤即Ne元素，其核电荷数为10，核外电子数为10，原子结构示意图为；
(2)②、⑧、⑨、⑩四种元素分别为C、Si、S、Cl，非金属性越强简单气态氢化物稳定性越强，所以顺序为：HCl>H2S>CH4>SiH4；非金属性越强最高价氧化物的水化物的酸性越强，所以酸性最强的是HClO4；
(3)电子层数越多半径越大，电子层数相同核电荷数越小半径越小，所以第三周期元素形成的简单离子中半径最小的微粒是Al3+；⑥、⑩最高价氧化物的水化物分别为NaOH和HClO4，铝单质与氢氧化钠反应离子方程式为：2Al+2OH⁻+2H2O=2AlO2⁻+3H2↑，与高氯酸反应的离子方程式为2Al+6H+= 2Al3+ +3H2↑；
(4)③为N元素，氢化物为NH3，氨气与氯化氢的反应方程式为：NH3+HCl=NH4Cl；