（4）g元素与b元素的最高价氧化物对应水化物分别是HClO4、NaOH，HClO4是一元强酸，NaOH是一元强碱，二者混合发生中和反应产生盐和水，反应的化学方程式为NaOH+HClO4=NaClO4+H2O；
（5）①锗位于Si元素下一周期，二者原子序数相差18，所以Ge的原子序数为14+18=32；
②由于同一主族的元素从上到下元素的金属性逐渐增强，所以根据铅（Pb）、锡（Sn）、锗（Ge）在元素周期表的位置可知，元素的金属性Pb>Sn>Ge，元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，故铅（Pb）、锡（Sn）、锗（Ge）的+4价氢氧化物的碱性由强到弱的顺序为Pb（OH）4>Sn（OH）4>Ge（OH）4；
（6）①铷（Rb）是37号元素，原子核外有5个电子层，最外层有1个电子，所以37号元素在元素周期表中的位置为第五周期第ⅠA族；
②铷（Rb）与钠同主族，由于Rb的金属性比Na强，所以RbOH是一元强碱，AlCl3与过量的RbOH反应产生的离子方程式为Al3++4OH-=AlO2-+2H2O（或写为Al3++4OH-=[Al（OH）4]-）；
③22.4L标准状况下的H2的物质的量n（H2）=22.4L÷22.4L/mol=1mol，铷和水反应的化学方程式为2Rb+2H2O=2RbOH+H2↑，可知2molRb反应产生1molH2，由碱金属与水反应的化学方程式为2M+2H2O=2MOH+H2↑可知混合金属的平均摩尔质量M=
=25g/mol，Rb的摩尔质量为85.5g/mol，则另一种碱金属的摩尔质量一定小于25g/mol，所以另一种碱金属可能是Li或Na，故合理选项是AB。
【点睛】
本题考查元素周期表和元素周期律的应用的知识。
掌握元素的位置、原子结构与物质性质的关系解答本题的关键，注意规律性知识的应用，侧重考查学生的分析与应用能力。
2．据《中国质量报》报道，我国首次将星载铷（Rb）钟应用于海洋二号卫星，已知
的原子序数为37。
回答下列有关铷的问题：
（1）Rb的原子结构示意图中共有______个电子层，最外层电子数为______。
（2）Rb在元素周期表中的位置是______。
（3）取少量铷单质加入水中，可观察到其剧烈反应，放出气体______（写化学式），在反应后的溶液中滴加紫色石蕊试液，溶液显______色，因为___________（用离子方程式表示）。
（4）Rb的还原性比K的还原性______（填“弱”或“强”）。
【答案】51第五周期ⅠA族H2蓝2Rb+2H2O=2Rb++2OH-+H2↑强
【解析】
【分析】
根据元素周期律，结合原子核外电子排布规律确定Rb元素在周期表的位置，利用元素周期律分析、解答。
【详解】
（1）Rb是37号元素，根据原子核外电子排布规律，可知Rb核外电子排布为2、8、18、8、1，所以Rb的原子结构示意图中共有5个电子层，最外层电子数为1个；
（2）Rb核外电子排布是2、8、18、8、1，根据原子核外电子层结构与元素在周期表的位置关系可知Rb在元素周期表中的位置是第五周期第IA族；
（3）Na是活泼金属，与水发生反应：
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑，Rb与Na是同一主族的元素，由于元素的金属性Rb>Na，所以Rb与水反应比钠更剧烈反应放出H2；RbOH是一元强碱，水溶液显碱性，在反应后的溶液中滴加紫色石蕊试液，溶液显蓝色，该反应的离子方程式为：
2Rb+2H2O=2Rb++2OH-+H2↑；
（4）同一主族的元素，由于从上到下，原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，获得电子的能力逐渐减弱，Rb在K元素下一周期，所以Rb的还原性比K的还原性强。
【点睛】
本题考查了原子核外电子排布与元素在周期表的位置及元素性质的关系，掌握原子核外电子层数等于元素在周期表的周期序数，原子核外最外层电子数等于元素的族序数。
利用同一主族的元素由上到下元素的金属性逐渐增强分析判断。
3．下表标出的是元素周期表的一部分元素，回答下列问题：
（1）表中用字母标出的14种元素中，化学性质最不活泼的是____________（用元素符号表示，下同），金属性最强的是___________，非金属性最强的是___________，常温下单质为液态的非金属元素是_________，属于过渡元素的是______________（该空用字母表示）。
（2）B，F，C气态氢化物的化学式分别为______________，其中以___________最不稳定。
（3）第三周期中原子半径最小的是__________________。
【答案】ArKFBrMH2O、HCl、PH3PH3Cl
【解析】
【分析】
由元素在周期表中位置，可知A为氟、B为氧、C为磷、D为碳、E为Ar、F为Cl、G为硫、H为Al、I为Mg、J为Na、K为Ca、L为钾、N为Br、M处于过渡元素。
【详解】
（1）表中用字母标出的14种元素中，稀有气体原子最外层达到稳定结构，化学性质最不活泼的是Ar（用元素符号表示，下同）；
同周期自左而右金属性减弱、非金属性增强，同主族自上而下金属性增强、非金属性减弱，故上述元素中金属性最强的为K，非金属性最强的为F；
Br2常温下为液态，根据元素在周期表中位置可知M属于过渡元素；
故答案为：
Ar；K；F；Br；M；
（2）B，F，C气态氢化物的化学式分别为H2O、HCl、PH3，同周期自左而右非金属性增强，同主族自上而下非金属性减弱，故非金属性O＞P、Cl＞P，非金属性越强，氢化物越稳定，与PH3最不稳定，故答案为：
H2O、HCl、PH3；PH3；
（3）同周期自左而右原子半径减小，故第三周期中Cl原子半径最小，故答案为：
Cl。
4．A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的原子序数依次增大；A原子核内无中子；B元素的最高价氧化物对应水化物与其氢化物能反应生成盐F；D与A同主族，且与E同周期；E元素原子的最外层电子数是其次外层电子数的
，A、B、D、E这四种元素，每一种与C元素都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物．请回答下列问题：
（1）C元素在元素周期表中的位置是___；C、D、E三种元素简单离子半径由大到小的顺序为：
___（用离子符号表示）。
（2）写出分别由A、D与C形成的原子个数比为1：
1的化合物的电子式___、___。
（3）A与C、E间分别形成甲、乙两种共价化合物，且甲有10个电子，乙有18个电子，则沸点较高的是___（填化学式）。
（4）F含有的化学键类型是___、___。
（5）D和C形成的一种化合物能与A和C形成的一种化合物反应产生C单质，该反应的离子方程式为___。
【答案】第二周期VIA族S2->O2->Na+
H2O离子键极性共价键2Na2O2+2H2O=4Na++4OH-+O2↑
【解析】
【分析】
A原子核内无中子，则A为氢元素；B元素的最高价氧化物对应水化物与其氢化物能反应生成盐F，B为氮元素，F为硝酸铵；E元素原子的最外层电子数是其次外层电子数的
，则E为硫元素，在第三周期；D与A同主族，且与E同周期，则D为钠元素；A、B、D、E这四种元素，每一种与C元素都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物，则C为氧元素。
【详解】
（1）C为氧元素，在元素周期表中的位置是第二周期VIA族；Na+、O2-、S2-离子半径由大到小的顺序为S2->O2->Na+，故答案为：
第二周期VIA族；S2->O2->Na+；
（2）由H、Na与O形成的原子个数比为1：
1的化合物分别为H2O2、Na2O2，其电子式分别为
、
，故答案为：
；
（3）H与O、S间分别形成H2O、H2S两种共价化合物，因为水分子间存在氢键，则沸点较高，故答案为：
H2O；
（4）F为硝酸铵，含有离子键和极性共价键，故答案为：
离子键、极性共价键；
（5）过氧化钠与水反应能生成氧气，则该反应的离子方程式为2Na2O2+2H2O=4Na++4OH-+O2↑，故答案为：
2Na2O2+2H2O=4Na++4OH-+O2↑。
【点睛】
比较离子半径可以用“先层后核再电子”进行比较，S2-有三个电子层，则半径最大，Na+、O2-有两个电子层，但氧的序数小于钠的序数，则O2-的离子半径大于Na+，所以S2->O2->Na+。
5．元素周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。
a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族，e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。
回答下列问题：
（1）b、c、d中第一电离能最大的是_____（填元素符号），e的价层电子轨道表示式为____。
（2）a和其他元素形成的二元共价化合物中，三角锥形分子的中心原子的杂化方式为____。
（3）这些元素形成的含氧酸中，HNO2、H2SO3的中心原子价层电子对数之和为____，H2SO3和H2SO4酸根的空间构型分别为____、____。
（4）e单质晶体结构如图1，此晶胞模型名称为____，e原子半径为rcm，e的相对原子质量为M，晶胞密度为ρg/cm3，则阿伏加德罗常数为_____mol-1（用r、ρ表示）。
（5）这5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构；阳离子呈轴向狭长的八面体结构（如图2所示）。
该化合物中，阴离子为____，阳离子中存在的化学键类型有______；该化合物加热时首先失去的组分是______（填“H2O”或“NH3”），判断理由是_______。
【答案】N
sp37三角锥形正四面体面心立方晶胞
SO42-共价键和配位键H2OH2O与Cu2+的配位键键长较长而比较弱
【解析】
【分析】
元素周期表前四周期的元素a、b、c、d、e ，原子序数依次增大， a的核外电子总数与其周期数相同，则a为H元素；c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，最外层电子数不超过8个，则c核外电子排布为2、6，因此c是O元素；b的价电子层中的未成对电子有3个，且原子序数小于c，则b核外电子排布式是1s22s22p3，b原子序数为7，所以b是N元素；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子，则e原子核外电子数为2+8+18+1=29，e为Cu元素；d与c同族，且原子序数小于e ，所以d为S元素。
（1）同一周期元素，元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第IIA族和第VA族元素第一电离能大于其相邻主族元素，同一主族元素中，元素第一电离能随着原子序数增大而减小；e的价层电子为3d、4s电子；
（2）a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子为NH3，根据价层电子对互斥理论确定该分子的中心原子的杂化方式；
（3）根据价层电子对理论分析这些元素形成的含氧酸中的中心原子的价层电子对数之和，根据原子的价层电子对数确定H2SO3和H2SO4酸根的空间构型；
（4）根据晶胞结构判断晶胞晶体类型；根据晶胞的基本结构可知其中含有的Cu原子数，利用密度ρ=
计算阿伏伽德罗常数；
（5）这5种元素形成的一种1：
1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构，说明该阴离子价层电子对个数是4且不含孤电子对；阳离子呈轴向狭长的八面体结构，根据图知：
其阳离子中铜离子配位数是6，在八面体上下顶点上的分子中含有两个共价键且含有两个孤电子对，为水分子，有两个H2O分子；正方形平面上四个顶点上的分子中含有3个共价键且含有一个孤电子对，该分子为NH3分子，共有4个NH3分子。
【详解】
根据上述分析可知：
a为H元素；b是N元素；c是O元素；d为S元素；e为Cu元素。
（1）b是N，c是O，d为S。
由于同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第IIA族和第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；同一主族元素的第一电离能随着原子序数增大而减小，所以b、c、d三种元素第一电离能最大的是N元素； e是Cu元素，其价层电子为3d、4s电子，则其价层电子排布图为
；
（2）a是H元素，H和其他元素形成的二元共价化合物中，物质分子呈三角锥形的为NH3，该分子的中心N原子形成3个共价健N-H，同时N原子上还含有一个孤电子对，价层电子对数为4，所以N原子的杂化方式为sp3杂化；
（3）这些形成的含氧酸中，HNO2的分子的中心N原子的价层电子对数为2+
=3，H2SO3的中心S原子的价层电子对数为3+
=4，所以HNO2、H2SO3的中心原子价层电子对数之和为3+4=7；亚硫酸H2SO3的酸根SO32-中的S原子价层电子对数为：
3+
=4，且含有一对孤电子对，所以其空间构型为三角锥形；硫酸H2SO4的酸根SO42-中的S原子价层电子对数为：
4+
=4，中心原子S上无孤对电子，所以其空间构型为正四面体形；
（4）根据Cu晶胞结构可知:
Cu晶胞模型类型为立方面心结构；在一个Cu晶胞中含有的Cu原子个数为：
8×
+6×
=4，Cu的相对原子质量为M，则晶胞质量m=
g，假设晶胞边长为L，Cu原子半径为rcm，则
L=4rcm，所以L=2
rcm，晶胞体积为V=
=
=16
cm3，则晶胞密度ρ=
，所以NA=
/mol；
（5）根据已知条件可知五种元素形成的1：
1型离子化合物的阴离子呈四面体结构，说明该阴离子价层电子对个数是4，且不含孤电子对，则该离子为SO42-；阳离子呈轴向狭长的八面体结构，根据图知，其阳离子中的中心离子Cu2+配位数是6，配位体是H2O、NH3，其中H2O有2个，NH3有4个，H2O、NH3与Cu2+之间通过配位键结合，H2O中存在H-O共价键，NH3中存在H-N共价键，故阳离子中含有配位键和共价键；元素的非金属性O>N，且原子半径O【点睛】
本题考查元素及化合物的推断、元素电离能大小比较、杂化轨道理论、价层电子对理论及晶胞计算等，掌握物质结构知识和一定数学知识是解题关键，侧重考查学生空间想象能力、分析能力和知识运用能力。
6．A、B、C、D、E、F的核电荷数依次增大，且均为核电荷数小于18的非稀有气体元素。
A的单质是自然界中密度最小的气体，A和C可形成A2C和A2C2两种常见的液态化合物，B、C原子的最外层电子数之和等于11，D+与C的简单离子的最外层电子排布相同，C、E原子的最外层电子数相同。
请回答下列问题：
（1）写出元素符号：
B______，D______。
（2）A元素具有两个中子的核素的表示符号为______，E的简单离子的结构示意图是______。
（3）A2C2的分子式为______。
（4）将少量
的单质通入足量NaOH溶液中，发生反应的离子方程式是______。
【答案】NNa
H2O2Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O
【解析】
【分析】
A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种短周期主族元素，A单质是自然界中密度最小的气体为氢气，A为H元素，A和C可形成A2C和A2C2两种常见的液态化合物，为H2O、H2O2，则C为O元素，C原子最外层有6个电子，B、C原子的最外层电子数之和等于11，则B最外层有5个电子，B为N元素；D+与C的简单离子核外电子排布相同，判断为Na+，D为Na元素，C、E原子的最外层电子数相同，则C、E同主族，E为S元素，F为Cl元素，然后根据问题分析、解答。
【详解】
根据上述分析可知：
A是H，B是N，C是O，D是Na，E是S，F是Cl元素。
（1）B元素符号为N，D元素符号为Na；
（2）A是H原子，原子核内有1个质子，若原子核内有2个中子，则其质量数为1+2=3，用符号表示为
；E是S，S原子获得2个电子变为S2-，则S2-的简单离子的结构示意图是
；
（3）A是H，C是O，A2C2是H2O2；
（4）F是Cl，Cl2能够与NaOH溶液反应产生NaCl、NaClO、H2O，该反应的离子方程式是Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O。
【点睛】
本题考查了元素的位置、结构、性质关系及其应用，根据元素的原子结构及物质的性质、位置关系及形成化合物的性质推断元素是解题关键，题目侧重考查学生分析推理能力、知识迁移应用能力。
7．X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素，在周期表的短周期主族元素中，X的原子半径最小，X与R的最外层电子数相等；Z的内层电子数是最外层电子数的一半；U的最高化合价和最低化合价的代数和为6；R和Q可形成原子个数之比为1：
1和2：
1的两种化合物；T与Z同主族。
请回答下列问题：
（1）T元素在周期表中的位置是________________________。
（2）X、Z、Q三种元素的原子半径由小到大的顺序为___________（填元素符号）。
（3）R、T两元素最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为____________。
（4）某同学用X、R两元素的单质反应生成固体物质RX，RX属于离子化合物，且能与化合物X2Q反应生成X的单质。
①RX的电子式为_____________；RX与X2Q反应的化学方程式为___________。
②该同学认为取X、R两元素的单质反应后的固体物质与X2Q反应，若能产生
的单质，即可证明得到的固体物质一定是纯净的RX。
请判断该方法是否合理并说明理由：
_____________。
【答案】第三周期ⅣA族HNaH+H2O=NaOH+H2↑不合理，若反应后有Na残留，也能与水反应生成H2
【解析】
【分析】
X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素，周期表的全部元素中X的原子半径最小，则X为H元素，X与R的最外层电子数相等，二者原子序数相差大于2，则R为Na元素，可知Z、Q处于第二周期，Z的内层电子数是最外层电子数的一半，Z的核外电子排布为2、4，Z原子最外层电子数为4，则Z为C元素；U的最高化合价和最低化合物的代数和为6，则U为Cl元素，R和Q可形原子数之比为1：
1和2：
1的两种化合物，则Q为O元素，这两种化合物为Na2O2、Na2O，T与Z同主族，由于Z是C元素，所以T为Si元素，据此分析解答。
【详解】
根据上述分析可知：
X为H，Z为C，Q为O，R为Na，T为Si，U为Cl元素。
（1）T为Si元素，原子核外电子排布为2、8、4，所以Si元素在期表中的位置是第三周期IVA族；
（2）X为H，Z为C，Q为O，同一周期元素原子序数越大原子半径越小；原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以上述三种元素中原子半径由小到大顺序为H（3）R为Na，T为Si，它们的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、H2SiO3，H2SiO3是弱酸，可以与强碱NaOH发生中和反应产生Na2SiO3和H2O，反应的化学方程式为：
2NaOH+H2SiO3=Na2SiO3+2H2O；
（4）X为H，R为Na，Q为O，H、Na二种元素形成的化合物NaH是离子化合物，X2Q是H2O，NaH与H2O反应产生NaOH和H2。
①NaH中Na+与H-通过离子键结合，电子式为
；NaH与H2O反应产生NaOH和H2，反应方程式为：
NaH+H2O=NaOH+H2↑；
②由于Na是非常活泼的金属，可以与水反应产生H2，反应方程式为2Na+2H2O=2NaOH+H2↑，所以如果有Na残留，过量的Na与水反应也生成氢气，因此不能根据H、Na反应后的固体与水反应放出氢气确定得到的固体一定是纯净NaH，即该同学的说法不合理。
【点睛】
本题考查元素周期表及原子结构在元素推断中的应用。
根据元素的原子结构及相互关系推断元素是解题关键。
熟练掌握结构、性质、位置关系，注意元素金属性、非金属性强弱比较
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