高中化学难点剖疑问答元素周期律和元素周期表问答剖疑新人教必修.docx
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高中化学难点剖疑问答元素周期律和元素周期表问答剖疑新人教必修
问答2元素周期律和元素周期表问答剖疑
【难点问答】
1.元素周期表编排符合什么原则？
【答案】元素周期表的编排原则是，按照原子序数递增的顺序从左到右排列，将电子层数相同的元素排成一个横行，把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增的顺序从上到到下排成列。
2.元素的原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系？
【答案】元素原子的电子层数＝周期序数，最外层电子数＝主族序数。
3．目前元素周期表有几个周期？
它们是怎样分类的？
【答案】元素周期表中具有相同电子层数的元素，按原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。
元素周期表已有7个周期，其中1、2、3周期为短周期，4、5、6周期为长周期，第7周期为不完全周期。
4．每个纵行都是一族吗？
主族和副族的序数名称怎样表示？
从左到右族序数的排列有什么特点？
【答案】元素周期表18个纵行中，除中间8、9、10三个纵行为一族外，其余每一纵行为一族，元素周期表中有18个纵行，但只有16个族，主族元素的族序数等于该主族元素原子的最外层电子数。
主族序数用“罗马数字＋A”表示，副族序数用“罗马数字＋B”表示。
从左到右，ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ族，族序数由1递增到8，然后又有ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族，族序数由1递增到7，最后至0族结束。
5．最外层电子数是2的元素一定为第ⅡA族吗？
【答案】不一定。
最外层电子数是2的元素可能是第ⅡA族元素，也可能是稀有气体元素氦，也可能是过渡元素。
6.为什么将Li、Na、K等元素编排在元素周期表的同一主族？
氢元素为什么与碱金属元素同在第ⅠA族？
【答案】Li、Na、K原子的最外层电子数相同，都有一个电子，且都属于主族元素，故它们编排在同一主族。
氢元素与碱金属元素的最外层电子数均是1，故同在ⅠA族。
7.同一主族、相邻周期元素的原子序数相差多少?
【答案】对于第ⅠA、ⅡA族而言,相邻周期元素的原子序数相差的数值等于上一周期所含元素的种类数（如第ⅡA族,第三周期和第四周期元素的原子序数相差数值等于第三周期所含元素的种类数,为8）。
对于第ⅢA~ⅦA族元素而言,原子序数相差的数值等于下一周期所含元素的种类数（如第ⅦA族,第三周期和第四周期元素的原子序数相差数值等于第四周期所含元素的种类数,为18）。
8．该元素周期表中的每种元素有很多信息，如氧元素
其中的8、O、16.00分别代表什么意义？
【答案】分别代表原子序数、元素符号、相对原子质量。
9.元素周期表中只有一种在常温下呈液态的非金属单质，该元素在周期表中的位置是什么？
【答案】元素周期表中唯一一种在常温下呈液态的非金属单质是溴单质，在周期表中的位置是第四周期ⅦA族。
10．已知元素的原子序数，如何确定该元素在周期表中的位置？
【答案】已知元素的原子序数，确定该元素在周期表中的位置的方法是：
明确各周期0族元素的原子序数；比较该原子序数与邻近0族元素的序数大小，确定周期的序数；求该原子序数与0族元素序数的差值确定族序数。
11.如何理解碱金属元素原子结构与元素性质的关系?
【答案】物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，碱金属最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。
碱金属除铯外，其余的都呈银白色，比较柔软，有延展性，密度比较小，熔点比较低，导热性和导电性好。
从Li到Cs，单质的熔、沸点逐渐降低，密度呈现逐渐增大的趋势。
随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，最外层电子易失去，表现在参加化学反应时越来越剧烈，金属性增强。
碱金属从Li→Cs，与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂；从Li→Cs，与H2O（或酸）反应越来越剧烈；最高价氧化物对应水化物的碱性：
LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH。
12.如何理解卤族元素原子结构与元素性质的关系?
【答案】卤族元素原子结构的共同点是最外层电子数都是7，不同点是电子层数不同，其变化规律是随着原子序数增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
卤族元素单质都是双原子分子，有颜色，不易溶于水（氟除外），易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂（萃取原理）。
随着原子序数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深，密度依次增大，熔点、沸点依次升高。
一定条件下卤素单质均可与氢气反应：
H2＋X2＝2HX。
从F2→I2反应条件由易到难；反应剧烈程度由剧烈变为缓慢；卤化氢的稳定性逐渐减弱。
卤素间可以发生置换反应，较活泼的非金属可以将较不活泼的非金属从它们的盐溶液中置换出来。
说明卤素单质的氧化性：
F2>Cl2>Br2>I2。
13.如何理解同主族元素原子结构与元素性质的关系?
【答案】同主族元素原子从上到下电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，原子的失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱；元素单质的还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱；最高价氧化物对应水化物的碱性增强，酸性增强；气态氢化物的稳定性减弱。
同主族元素，从上到下，金属性越来越强，非金属性越来越弱。
14.如何理解同周期元素原子结构与元素性质的关系?
【答案】随着原子序数的递增，最外层电子数由1递增至8（若K层为最外层则由1递增2），元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化；随着原子序数的递增，最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1（稀有气体元素化合价为零），元素化合价呈现周期性变化；同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化；同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
15.如何理解元素周期律？
【答案】在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
因此，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
在同一主族的元素中，由于从上到下，原子的电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。
因此，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
在元素周期表中，最活泼的金属元素族是碱金属元素，位于周期表中的第1纵行，在该族元素中（氢元素除外），从上到下元素的金属性逐渐增强，最活泼的金属是第6周期的铯（放射性元素除外）。
在元素周期表中，最活泼的非金属元素族是卤族元素，位于周期表中的第17纵行，在该族元素中，从上到下元素的非金属性逐渐减弱，最活泼的非金属元素是第2周期的 氟，它和氧元素都是一般没有正价的非金属元素。
16.如何判断元素金属性的强弱？
【答案】比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱，越易失去电子，金属性越强。
当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失去电子，金属性越强。
同主族元素从上到下，金属性逐渐增强。
当电子层数相同时，核电荷数越多越难失去电子，金属性越弱。
同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱。
金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。
最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。
一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强，较活泼金属（失电子能力强）置换出较不活泼的金属。
17.如何判断非元素金属性的强弱？
【答案】比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子能力的强弱，越易得到电子，非金属性越强。
当电子层数相同时，核电荷数越多，越易得到电子，非金属性越强。
同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强。
当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越不易得到电子，非金属性越弱。
同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱。
单质越易与H2化合，生成的氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
如H2＋F2===2HF，H2＋Cl2
2HCl，则非金属性：
F＞Cl。
如稳定性：
HF＞HCl＞HBr＞HI，则非金属性：
F＞Cl＞Br＞I。
最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。
如酸性：
HClO4（高氯酸）＞H2SO4，则非金属性：
Cl＞S。
活动性强的非金属单质可以把活动性相对较弱的非金属单质从其盐溶液中置换出来。
如Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2，则非金属性：
Cl＞Br。
非金属的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。
如还原性：
S2－>Cl－，则非金属性：
Cl>S。
18.如何比较粒子半径的大小？
【答案】同周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，如11～17号元素：
r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。
同主族，从上到下，最外层电子数相同时，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，如：
r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs），r（Li＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Rb＋）＜r（Cs＋）。
某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径，如：
r（Na＋）＜r（Na）；r（Cl－）＞r（Cl）。
电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，如：
r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）。
19.什么是金属元素和非金属元素分界线？
【答案】沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
分界线左边的是金属元素（H除外），右边的是非金属元素；周期表左下角是金属性最强的元素（铯），右上角是非金属性最强的元素（氟）；分界线附近的元素既有金属性又有非金属性。
20.元素周期表的应用有哪些？
【答案】
（1）元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质间的关系：
电子层数＝周期序数；最外层电子数＝主族序数；主族元素的最高正价＝族序数；最低负价＝主族序数－8。
（2）判断元素金属性、非金属性的强弱：
同主族元素，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；同周期元素，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（3）寻找新物质：
由于在周期表中位置靠近的元素性质相近，在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途被视为一种相当有效的方法，如在周期表中金属和非金属的分界处，可以找到半导体材料，还可以在过渡元素中寻找催化剂和耐高温耐腐蚀的合金材料。
21.如何正确理解元素的位置、结构、性质之间的关系？
【答案】元素在周期表中的位置（简称“位”）、反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响着元素的性质（称简“性”）。
因此，我们只要知道三种量（位、构、性）中的一种，即可推出另外2种量。
元素的位、构、性之间的关系只适用于主族元素，不适用于副族元素，如Fe的最外层电子数为2，但其最高正价却不是＋2价。
22．结合元素周期律分析，在现有元素中金属性和非金属性最强的分别是什么元素？
【答案】由元素周期律可知，同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
所以金属性最强的元素位于元素周期表的左下角，非金属性最强的元素位于元素周期表的右上角，即金属性最强的应该为钫元素，但由于钫是放射性元素，在自然界中不能稳定存在，所以一般认为铯的金属性最强，氟的非金属性最强。
23.元素“位、构、性”的关系有哪些应用？
【答案】利用元素的原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质三者之间的关系，可以比较或推断某些元素的性质，如比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等；比较同周期元素及其化合物的性质；比较不同周期、不同主族元素的性质时，要找出参照物；推断一些未学过的元素的某些性质。
注意“位、构、性”关系及规律只适用于主族元素，不适用于副族元素；酸性比较应是最高价氧化物对应的水化物，而低价、中间价的含氧酸或无氧酸不遵循此规律。
24.元素“位、构、性”的关系中有哪些特例？
【答案】绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕（
H）无中子。
元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。
所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多。
非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体。
氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价；在NaH中氢显－1价。
25.元素周期表中某一元素具有如下性质：
①该元素单质常被用作半导体材料。
②其单质与稀盐酸不反应，与氢氧化钠溶液反应可以放出氢气。
③其最高价氧化物既可以溶于浓盐酸，也可以溶于氢氧化钠溶液。
④其最高价氧化物对应的水化物既可以和酸反应，也可以和碱反应。
在与盐酸反应时，1mol这种最高价氧化物对应的水化物最多消耗4mol·L－1的盐酸1L。
如何确定这种元素在周期表中的位置？
【答案】由①可知，该元素位于元素周期表金属元素与非金属元素分界线附近；由②知，该元素属于非金属元素；由③、④知，该元素既具有金属性，又具有非金属性，且由④知，元素的最高正化合价为＋4价。
因此，该元素位于金属与非金属元素分界线附近为非金属元素，位于ⅣA族，该元素为Ge元素，位于周期表第四周期第ⅣA族。
【考点练习】
1.下列对于元素周期表结构的叙述中正确的是（ ）
A.7个横行代表7个周期,18个纵行代表18个族
B.副族元素中没有非金属元素
C.除第1周期外,其他周期均有18种元素
D.碱金属元素是指ⅠA族的所有元素
2.下列说法中正确的是（ ）
A.在元素周期表中,元素所在的周期数等于原子的核外电子层数
B.在元素周期表中,主族元素的主族序数等于原子核外电子数
C.元素周期表中,最外层电子数大于2的元素一定为主族元素
D.最外层电子数为8的粒子一定为稀有气体元素的原子
3.短周期元素A、B、C在元素周期表中的位置如图所示。
已知B、C两元素所在族数之和是A元素族数的2倍,B、C两元素的原子序数之和是A元素的4倍,则A、B、C是（ ）
A.Be、Na、AlB.B、Mg、SiC.O、P、ClD.C、Al、P
4.甲、乙是周期表中同一主族的两种元素,若甲的原子序数为X,则乙的原子序数不可能为（）
A.X+32B.X+4C.X+8D.X+18
5.第117号元素X,它的原子结构与卤族元素相似,电子排布有7个电子层,且最外层有7个电子。
下列叙述中正确的是（ ）
A.此X元素的气态氢化物的化学式为HX,在常温下很稳定
B.其单质带有金属光泽,具有强氧化性,可与KI发生置换反应生成I2
C.其单质的分子式为X2,易溶于有机溶剂
D.AgX是一种有色的易溶于水的化合物
6.R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是（m、n均为正整数）（ ）
A.若R（OH）n为强碱，则W（OH）n＋1也为强碱
B.若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素
C.若Y的最低化合价为－2，则Z的最高正化合价为＋6
D.若X的最高正化合价为＋5，则五种元素都是非金属元素
7.A、B两元素原子电子层数相同，如果A原子半径比B大，则下列判断正确的是（ ）
A.两元素形成的最高价氧化物对应的水化物的酸性应是A强于B
B.A的气态氢化物比B的气态氢化物稳定
C.A的金属性比B的金属性强
D.A的阴离子比B的阴离子还原性弱
8.运用元素周期律分析下面的推断，其中推断错误的是（ ）
A.氢氧化铍[Be（OH）2]的碱性比氢氧化镁弱
B.砹（At）为有色固体，HAt不稳定
C.硫酸锶（SrSO4）是难溶于水的白色固体
D.硒化氢（H2Se）是无色、有毒，比H2S稳定的气体
9.某主族元素R的最高正价与最低负价的代数和为4，由此可以判断（ ）
A.R一定是第四周期元素B.R一定是ⅣA族元素
C.R的气态氢化物比同周期其他元素气态氢化物稳定D.R气态氢化物化学式为H2R
10.X、Y、R、M均为短周期元素，X、Y同周期，X、Y两种元素最高价氧化物对应水化物化学式分别为H2XO4和HYO4。
R、M同主族，R与冷水即可反应，M与热水反应缓慢。
下列关系正确的是（ ）
A.原子半径X>YB.氢化物稳定性H2X>HY
C.原子核内质子数R11.X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正确的是（ ）
A.若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于Y
B.若X、Y均为金属元素，则X的阳离子氧化性比Y的阳离子强
C.若X、Y均为非金属元素，则Y的非金属性比X强
D.若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X
12.短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如下表所示：
甲
乙
丙
丁
戊
下列判断正确的是（ ）
A.原子半径：
丙<丁<戊B.金属性：
甲>丙
C.氢氧化物碱性：
丙>丁>戊D.最外层电子数：
甲>乙
13.元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。
下列说法正确的是（ ）
A.同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B.第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C.短周期元素原子形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构
D.同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
14.短周期中三种元素a、b、c在周期表中的位置如图，下列有关这三种元素的叙述正确的是（ ）
A.a是一种活泼的非金属元素B.c的最高价氧化物的水化物是一种弱酸
C.b的氢化物很稳定D.b元素的最高化合物为＋7价
15.X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在周期表中的相对位置如右图所示。
若Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，下列说法中正确的是（ ）
A.原子半径：
W>Z>Y>XB.最高价氧化物对应水化物的酸性W比Z弱
C.Y的气态氢化物的稳定性较Z的弱D.四种元素的单质中，Z的熔、沸点最高
16.某同学做同主族元素性质的相似性和递变性实验时,自己设计了一套实验方案,并记录了有关实验现象（见表,表中的“实验方案”与“实验现象”前后不一定是对应关系）。
实验方案
实验现象
①将新制氯水滴加到NaBr溶液中,振荡后加入适量CCl4溶液,振荡,静置
A.浮在水面上,熔成小球,四处游动,随之消失
②将一小块金属钠放入冷水中
B.分层,上层无色,下层紫色
③将溴水滴加到NaI溶液中,振荡后加入适量CCl4溶液,振荡,静置
C.浮在水面上,熔成小球,四处游动,并伴有轻微的爆炸声,很快消失
④将一小块金属钾放入冷水中
D.分层,上层无色,下层红棕色
请你帮助该同学整理并完成实验报告。
（1）实验目的：
。
（2）实验用品：
①试剂：
金属钠、金属钾、新制氯水、溴水、0.1mol·L-1NaBr溶液、0.1mol·L-1NaI溶液、CCl4溶液等。
②仪器：
、 、镊子、小刀、玻璃片等。
（3）实验内容（请把表中与实验方案对应的实验现象的标号和化学方程式补写完整）：
实验方案
实验现象
化学方程式
①
D
Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2
②
A
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
③
④
（4）实验结论：
。
17.元素周期表是学习化学的重要工具,它隐含着许多信息和规律。
下表所列是5种短周期元素的原子半径及主要化合价（已知铍的原子半径为0.089nm）。
元素代号
A
B
C
D
E
原子半径/nm
0.160
0.143
0.102
0.099
0.074
主要化合价
+2
+3
+6、-2
-1
-2
（1）用元素代号标出它们在周期表中对应的位置（以下为周期表的一部分）。
（2）B元素处于周期表中第 周期第 族。
（3）C、D的简单离子的半径由大到小的顺序为 （填离子符号）。
（4）上述前4种元素的最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是 （填化学式）。
（5）C、E形成的化合物为 （填化学式）。
18.元素在周期表中的位置,反映了元素的原子结构和元素的性质。
如图所示是元素周期表的一部分。
（1）阴影部分元素在元素周期表中的位置为 族。
（2）根据元素周期律预测：
H3AsO4属于 （填“强酸”或“弱酸”）。
（3）C和Si的氢化物都可以燃烧,但Si的氢化物在空气中可以自燃,其原因是 ______ 。
试写出Si的氢化物完全燃烧的化学方程式：
_____________________________。
（4）O2与H2的反应是不可逆反应,而S与H2反应有一定限度,请写出Se与H2反应的化学方程式：
__________________________________________ 。
（5）试比较S、O、F三种元素的原子半径大小：
_________________________。
19.下表为元素周期表的一部分，请回答有关问题：
族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
二
①
②
三
③
④
⑤
⑥
⑦
⑧
四
⑨
⑩
（1）⑤和⑧的元素符号是________和________；
（2）表中金属性最强的元素是________，非金属性最强的元素是__________（填写元素符号）；
（3）表中能形成两性氢氧化物的元素是__________，分别写出该元素的氢氧化物与⑥、⑨最高价氧化物的水化物反应的化学方程式______________________、_____________________。
（4）请设计一个实验方案，比较⑦、⑩单质氧化性的强弱：
______________________。
20.
（1）在下面元素周期表中全部是金属元素的区域为______。
A.AB.BC.CD.D
（2）有人认为形成化合物最多的元素不是第ⅣA族的碳元素，而是另一种短周期元素。
请你根据学过的化学知识判断，这一元素是________（写元素符号）。
（3）现有甲、乙两种短周期元素，室温下，甲元素单质在冷的浓硫酸或空气中，表面都生成致密的氧化膜，乙元素原子核外M电子层与K电子层上的电子数相等。
①用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应的位置；
②甲、乙两元素相比较，金属性较强的是______（填名称），可以验证该结论的实验是_____（填字母）。
a.将在空气中放置已久的这两种元素的块状单质分别放入热水中
b.将这两种元素的单质粉末分别和同浓度的盐酸反应
c.将这两种元素的单质粉末分别和热水作用，并滴入酚酞溶液
d.比较这两种元素的气态氢化物的稳定性
参考答案
1.【解析】在周期表中18个纵行代表16个族,即7个主族、7个副族、1个0族、1个第Ⅷ族,A项错误;副族元素全部是金属元素,B项正确;第2、3周期均为8种元素,第6周期有32种元素,C项错误;碱金属元素是指ⅠA族除H以外的所有元素,D项错误。
【答案】B
2.【解析】主族元素的主族序数等于原子核外最外层电子数,B错;最外层电子数大于2的元素如Ne等则不是主族元素,C错;最外层电子数为8的粒子可以是原子,也可以是离子,如Na+、Cl-等,D错。
【答案】A
3.【解析】设A的原子序数为m,则B、C的原子序数分别为m+8-1和m+8+1,由题意知（m+8-1）+（m+8+1）=4m,则m=8,故选C。
【答案】C
6.【解析】同一短周期元素，随着原子序数的递增，元素的金属性依次减弱，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱，A项错；X元素
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