D．铵盐是离子化合物，N和P可能存在于同一离子化合物中，如（NH4）3PO4、（NH4）2HPO4、NH4H2PO4等，D不正确。
4.
（2015·高考福建卷）短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如右所示，其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍。
下列说法不正确的是（ ）
A．原子半径：
W>Z>Y>X
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：
X>W>Z
C．最简单气态氢化物的热稳定性：
Y>X>W>Z
D．元素X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等
解析：
选A。
从元素周期表的局部图可知短周期元素X、Y、Z、W为二、三周期元素，W位于第三周期，W原子的质子数是其最外层电子数的三倍，故W是P元素，据此推出X、Y、Z分别是氮、氧、硅。
根据四种元素在周期表中的位置关系可知，原子半径：
Z>W>X>Y，A项错误；非金属性：
O>N>P>Si，最高价氧化物对应水化物的酸性：
HNO3>H3PO4>H2SiO3，即X>W>Z，氢化物的热稳定性：
H2O>NH3>PH3>SiH4，即Y>X>W>Z，B、C项正确；主族元素除O、F外，其他元素最高化合价都等于其主族序数，D项正确。
周期表结构巧记口诀
横行叫周期，现有一至七，四长三个短。
纵行称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。
一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。
镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
说明：
①指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ；
②指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。
考点二 元素周期律及其应用[学生用书P122]
一、定义及实质
元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
元素原子核外电子排布呈周期性变化的结果。
二、具体表现形式
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（稀有气体元素除外）
逐渐增大
离子半径
阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小；r（阴离子）>r（阳离子）
逐渐增大
性质
化合价
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）
续 表
项目
同周期（左→右）
同主族（上→下）
性质
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
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
三、元素金属性强弱的比较
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。
2.
3.
四、元素非金属性强弱的比较
1．结构比较法：
最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。
2.
3.
1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）
（1）同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。
（ ）
（2）电子层数越多，半径越大。
（ ）
（3）在主族元素中，最高正化合价均等于主族序数。
（ ）
（4）元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强。
（ ）
（5）元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱。
（ ）
答案：
（1）×
（2）× （3）× （4）× （5）×
2．若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序（D不能参与排列）。
（1）原子半径：
__________________。
（2）金属性：
__________________。
（3）非金属性：
__________________。
答案：
（1）C>A>B
（2）C>A>B （3）B>A>C
名师点拨
1对于主族元素而言，元素的最高正化合价和主族序数相同，但是氟没有正价，氧无最高正价，一般为零价或负价。
2判断元素非金属性或金属性的强弱，可依据元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。
3根据元素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时，必须是其最高价氧化物。
（2015·高考北京卷）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（ ）
A．酸性：
H2SO4>H3PO4
B．非金属性：
Cl>Br
C．碱性：
NaOH>Mg（OH）2
D．热稳定性：
Na2CO3>NaHCO3
[解析] A．S、P位于同一周期，且S位于P的右侧。
同周期元素从左向右非金属性逐渐增强，故非金属性S>P，所以H2SO4的酸性大于H3PO4。
B.Cl、Br位于同一主族，Cl位于Br的上方，同主族元素由上到下非金属性逐渐减弱，故非金属性Cl>Br。
C.Na、Mg是同周期元素，Na位于Mg的左侧，故Na的金属性比Mg的强，则NaOH的碱性比Mg（OH）2的强。
D.NaHCO3的热稳定性差，是由于HCO
3受热易分解。
[答案] D
向Na2CO3溶液中通入SO2，产生的气体通过足量的KMnO4溶液后，再通入澄清石灰水中，石灰水变浑浊，能否证明硫元素的非金属性强于碳元素？
答案：
不能，应用两种元素的最高价氧化物的水化物的酸性强弱判断，SO2通入Na2CO3溶液虽然生成了CO2，但SO2不是S的最高价氧化物。
题组一 元素性质比较
1．已知33As、35Br位于同一周期。
下列关系正确的是（ ）
A．原子半径：
As＞Cl＞P
B．热稳定性：
HCl＞AsH3＞HBr
C．还原性：
As3－＞S2－＞Cl－
D．酸性：
H3AsO4＞H2SO4＞H3PO4
解析：
选C。
解答本题主要从元素周期表、元素周期律的角度分析，要了解同一主族、同一周期元素性质的递变规律。
同一周期原子半径从左到右依次减小，A选项中P的原子半径大于Cl，A错；非金属性越强，其气态氢化物越稳定，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，故B选项中热稳定性：
HCl>HBr>AsH3，D选项中酸性：
H2SO4>H3PO4>H3AsO4，B、D均错；S和Cl处于同一周期，故还原性：
S2－>Cl－，而As和Se处于同一周期，还原性：
As3－>Se2－，而S和Se又处于同一主族，还原性：
Se2－>S2－，故C正确。
X
Y
Z
W
T
2.（2015·高考浙江卷）右表为元素周期表的一部分，其中X、Y、Z、W为短周期元素，W元素原子的核电荷数为X元素的2倍。
下列说法正确的是（ ）
A．X、W、Z元素的原子半径及它们的气态氢化物的热稳定性均依次递增
B．Y、Z、W元素在自然界中均不能以游离态存在，它们的最高价氧化物的水化物的酸性依次递增
C．YX2晶体熔化、液态WX3气化均需克服分子间作用力
D．根据元素周期律，可以推测T元素的单质具有半导体特性，T2X3具有氧化性和还原性
解析：
选D。
根据题意，X与W属于同族元素，且W的原子序数为X的2倍，可以得出在短周期元素中，X为氧元素，W为硫元素，由此可以推出Z为磷元素，Y为硅元素，T为砷元素。
A项，X、W、Z元素的原子半径依次递增，但气态氢化物的热稳定性为X>W>Z，A项错误。
B项，Y、Z元素在自然界中不能以游离态存在，但W元素（即硫）能以单质形式存在，B项错误。
C项，WX3（SO3）是分子晶体，气化时需克服分子间作用力，YX2（SiO2）是原子晶体，熔化时需要破坏共价键，C项错误。
D项，As位于元素周期表中第四周期第ⅤA族，也是金属元素区与非金属元素区的交界处。
根据同周期、同主族元素的金属性、非金属性递变规律，As的单质具有半导体特性。
根据同周期元素最高、最低化合价递变规律，As的最高化合价是＋5，最低化合价是－3，As2O3中As的化合价是＋3，则As2O3具有氧化性和还原性，D项正确。
题组二 粒子半径大小比较
3．下列粒子半径大小的比较正确的是（ ）
A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋
B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋
C．Na＜Mg＜Al＜S
D．Cs＜Rb＜K＜Na
解析：
选B。
A项中的离子具有相同的核外电子排布，则核电荷数越大，离子半径越小，故A项错误；B项中S2－和Cl－的电子层比Na＋和Al3＋多，再根据核外电子排布相同的离子半径比较规律可知B项正确；对于同周期的元素原子，核电荷数越大，半径越小，故C项错误；D项是同主族元素原子，核电荷数越大，半径越大，故D项错误。
4．已知aAn＋、bB（n＋1）＋、cCn－、dD（n＋1）－是具有相同的电子层结构的离子，关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是（ ）
A．离子半径：
A>B>C>D
B．原子序数：
b>a>c>d
C．原子半径：
D>C>B>A
D．四种元素一定属于短周期元素
解析：
选B。
由于四种离子具有相同的电子层结构，可以推知四种元素在周期表中的位置关系如图：
……
D
C
A
B
……
原子序数b>a>c>d；具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小；原子半径A>B>D>C；四种元素也可以为长周期元素。
题组三 元素金属性（或非金属性）强弱比较
5．下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子得电子能力强的是________________。
①HCl的溶解度比H2S大
②HCl的酸性比H2S强
③HCl的稳定性比H2S大
④HCl的还原性比H2S弱
⑤HClO4的酸性比H2SO4强
⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS
⑦Cl2能与H2S反应生成S
⑧在周期表中Cl处于S同周期的右侧
⑨还原性：
Cl－答案：
③④⑤⑥⑦⑧⑨
6．下表为元素周期表的一部分，请回答有关问题：
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2
①
②
3
③
④
⑤
⑥
⑦
⑧
4
⑨
⑩
（1）⑤和⑧的元素符号是________和________。
（2）表中最活泼的金属是________，非金属性最强的元素是________。
（填写元素符号）
最高价氧化物对应的水化物碱性最强的是________（填化学式，下同），酸性最强的是________，气态氢化物最稳定的是________。
（3）由③和④的单质作电极在弱酸性溶液中构成原电池，负极的电极反应式为________________________________________________________________________。
（4）元素非金属性强弱的比较有很多方法，其中⑦和⑩的非金属性强弱的研究方案中不可行的是________（填序号）。
A．比较两种单质的颜色
B．比较氢化物的稳定性
C．依据两元素在周期表中的位置
D．比较原子半径大小
E．比较最高价氧化物对应水化物的酸性
解析：
（1）根据元素周期表，可确定①、②、③、④、⑤、⑥、⑦、⑧、⑨、⑩元素分别为N、F、Mg、Al、Si、S、Cl、Ar、K、Br。
（2）金属性：
同周期元素从左到右越来越弱，同主族元素从上到下越来越强，并且金属性越强其最高价氧化物对应的水化物碱性越强；非金属性：
同周期元素从左到右越来越强，同主族元素从上到下越来越弱，并且非金属性越强其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，气态氢化物越稳定。
（3）因为镁的金属性比铝强，在弱酸性溶液中，镁和铝作电极构成原电池时，镁是负极，电极反应式为Mg－2e－===Mg2＋。
（4）Cl和Br位于同一主族，可依据元素周期律比较非金属性强弱，但根据单质的颜色不能确定非金属性的强弱。
答案：
（1）Si Ar
（2）K F KOH HClO4 HF
（3）Mg－2e－===Mg2＋
（4）A
1．原子半径的比较
（1）同一周期元素原子，原子序数越大，原子半径越小。
例如：
r（Na）>r（Mg）>r（Al）>r（Si）>r（P）>r（S）>r（Cl）。
（2）同一主族元素原子，电子层数越多，原子半径越大。
例如：
r（I）>r（Br）>r（Cl）>r（F）。
（3）不同周期、不同主族元素的原子
原子半径可根据同主族与同周期原子半径的比较规律解决。
例如：
比较r（K）与r（Mg），可利用同主族r（K）>r（Na），然后利用同周期r（Na）>r（Mg）可得出r（K）>r（Mg）。
2．离子半径的比较
（1）同种元素的粒子，电子数越多，半径越大。
例如：
r（Cl－）>r（Cl）；r（Fe）>r（Fe2＋）>r（Fe3＋）。
（2）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
例如：
r（O2－）>r（F－）>r（Na＋）>r（Mg2＋）>r（Al3＋）。
（3）同主族元素的离子，电子层数越多，半径越大。
例如：
r（K＋）>r（Na＋）>r（Li＋）；r（S2－）>r（O2－）。
（4）所带电荷、电子层数都不相同的离子，可选一种离子参照比较。
例如：
比较r（K＋）与r（Mg2＋）的大小，可选r（Na＋）作参照：
r（K＋）>r（Na＋），r（Na＋）>r（Mg2＋），故r（K＋）>r（Mg2＋）。
考点三 元素“位—构—性”的关系及其应用[学生用书P124]
一、元素“位—构—性”的关系
1．性质与位置的互推
（1）根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置，如同周期主族元素A、B、C的金属性逐渐增强，则可知A、B、C在同周期中按C、B、A的顺序从左向右排列。
（2）根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质，如A、B、C三元素在同一主族中从上往下排列，则A、B、C的单质氧化性依次减弱或还原性依次增强。
2．结构与性质的互推
（1）若某主族元素的最外层电子数小于4，则该元素容易失电子；若该元素的最外层电子数大于4，则该元素容易得电子。
（2）若某主族元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若该元素容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。
3．结构与位置的互推
由原子序数确定主族元素位置方法：
只要记住了稀有气体元素的原子序数（He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—36、Xe—54、Rn—86），就可确定主族元素的位置。
（1）若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在下周期的第ⅠA族或第ⅡA族，如88号元素：
88－86＝2，则应在第七周期第ⅡA族；
（2）若比相应的稀有气体元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA族～ⅦA族，如84号元素应在第六周期第ⅥA族。
二、元素“位—构—性”
升级会员 