3、下列各元素性质递变情况中，错误的是（ ）
A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B.N、O、F元素最高正化合价依次升高
C.Mg、Al、Si原子半径依次减小
D.P、S、Cl元素的负化合价依次为－3、－2、－1
4、下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（ ）
A.C、N、O、FB.K、Mg、C、S
C.F、Cl、Br、ID.Li、Na、K、Rb
5、已知1～20号元素的离子aA2＋、bB＋、cC2－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ ）
A.原子半径：
A>B>C>D
B.离子半径：
C2－>D－>B＋>A2＋
C.原子序数：
d>c>b>a
D.原子最外层电子数：
A>B>D>C
6、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是（ ）
A.Li K NaB.Ba2＋ Ca2＋ Mg2＋
C.Ca2＋ K＋ Cl－D.N O F
7、元素的以下性质，随着原子序数的递增不呈现周期性变化的是（ ）
A.化合价B.原子半径
C.最外层电子排布D.相对原子质量
8、下列关于原子序数从3～9的元素的变化关系不正确的是（ ）
A.原子电子层数不变
B.原子半径逐渐减小
C.最高正价依次升高
D.原子最外层电子数依次增多
9、现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p2；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是（）
A.最高正化合价：
④＞③=②＞①B.原子半径：
②＞①＞④＞③
C.第一电离能：
①＞②＞③＞④D.电负性：
④＞③＞②＞①
10、某元素的离子结构示意图为
，该离子显+1价，则该元素在周期表中的位置是（ ）
A.第5周期零族B.第6周期第IB族
C.第5周期第ⅦA族D.第6周期第IA族
11、元素性质呈周期性变化根本原因是（ ）
A.核电荷数逐渐增大
B.元素的相对原子质量逐渐增大
C.核外电子排布呈周期性变化
D.元素的主要化合价呈周期性变化
12、下列有关碱金属铷（Rb）的叙述中，正确的是（）
A.灼烧氯化铷时，火焰有特殊颜色
B.硝酸铷是共价化合物，易溶于水
C.在钠、钾、铷三种单质中，钠的金属性最强
D.氢氧化铷是弱碱
13、元素性质呈周期性变化的决定因素是（ ）
A.元素原子半径大小呈周期性变化
B.元素原子量依次递增
C.元素原子核外电子排布呈周期性变化
D.元素的最高正化合价呈周期性变化
14、在元素周期表中金属元素与非金属元素的分界线附近的一些元素能用于制
A.合金B.农药C.催化剂D.半导体
15、2019年是“国际化学元素周期表年”。
下列有关说法不正确的是
A.制冷剂氟里昂-12（CCl2F2）的研发利用，充分体现了元素周期表的指导作用
B.通过测定物质中
的含量可以推断文物的年代
C.门捷列夫预言的“类铝”镓（Ga）元素的发现，证实了元素周期律的科学性
D.过渡元素Ti、Mo、W等的单质有耐高温，耐腐蚀的特点，其合金可以制造火箭、导弹、宇宙飞船等
16、下表是元素周期表的短周期部分，表中字母分别表示一种元素。
请回答下列问题：
（1）由表中两种元素的原子按1∶1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解，可使用的催化剂为（填序号）____。
a.MnO2b.NaClc.Na2SO3d.KMnO4
（2）d、e、h四种元素最高价氧化物对应的水化物的酸性由弱到强的顺序为（用化学式表示）________。
b、c、f、g、h形成的简单离子的半径由小到大的顺序为_______（用离子符号填写）。
（3）在1L的密闭容器中，通入1molf2气体和3mola2气体，一定温度下反应生成fa3气体，2min时，测得f2的浓度为0.75mol·L-1，则2min时fa3的物质的量为_____mol；反应达到平衡状态时，若增大fa3的产率，可以采取措施（填序号）_____。
①升高温度②恒容充入氦气
③向密闭容器内充入f2气④及时分离出fa3气体
（4）d与a可形成化合物d5a12，试写出它的一氯取代物有一种的同分异构体的结构简式_____。
（5）a、d两种元素可形成多种化合物，其中化合物X的产量是衡量一个国家石油化工发展水平的标志。
X可与H2O在一定条件下反应生成化合物乙醇，该反应的化学方程式为：
_______。
17、因在航空、核能、电池等高技术领城的重要作用一一锂被称为“21世纪的能源金属”。
完成下列填空：
（1）锂位于元素周期表的______。
锂的很多化学性质与镁相似。
请依据元素周期律进行解释：
______。
（2）氢化锂（LiH）是离子化合物，写出其阴离子的电子式______。
LiH中阴离子半径大于阳离子半径，其原因是______。
工业上用
制取锂的化合物及金属锂。
（3）碳原子核外电子有______种不同能量的电子，其中有两个电的能量最高且能量相等，这两个电子所处的轨道是______
（4）用
、氨水和液溴制备
的流程如下：
①合成时，除生成LiBr外，还产生了两种参与大气循环的气体，补全产物并配平该反应的化学方程式：
______
②溴化锂的溶解度随温度变化曲线如图所示，请补全从溶液中得到
晶体的实验步骤、______、过滤、用乙醉洗涤，干燥。
18、下表为元素周期表的一部分，a、b、c…为部分元素。
回答下列问题：
a
b
c
d
e
f
g
h
（1）请画出上述元素h的原子结构示意图_______；元素h位于元素周期表的第_____区。
（2）e、g两种元素的气态氢化物中更稳定的是_______（写化学式）；
（3）b2a2分子的电子式是________，该分子中存在的σ键与π键的个数比为_______。
（4）c、d两种元素中第一电离能较大的是_________（写元素符号）。
（5）f和g两种元素形成的化合物是______（填“离子化合物”“共价化合物”）。
a2d分子是_________分子（填极性分子或者非极性分子）。
19、
（1）元素周期表有______个横行、________________个周期，每一周期中元素原子的_________相同，从左到右原子半径依次___________________（填“增大”或“减小”）、核对外层电子的引力逐渐________（填“增强”或“减弱”）、元素失电子能力逐渐________（填“增强”或“减弱”）、元素的非金属性________（填“增强”或“减弱”）、阴离子的还原性_________（填“增强”或“减弱”）、最高价氧化物对应水化物酸性________（填“增强”或“减弱”）、气态氢化物的稳定性________（填“增强”或“减弱”）；
（2）元素周期表有____纵列、_______________个族，第ⅥA族处在第_______列，同一主族从上到下，元素的金属性依次_________（填“增强”或“减弱”）、元素失电子的能力________（填“增强”或“减弱”）、阳离子的氧化性________（填“增强”或“减弱”）、最高价氧化物对应水化物酸性________（填“增强”或“减弱”）。
20、已知A、B、C和甲、乙、丙均是由短周期元素形成的物质，D是过渡元素形成的常见单质，它们之间能发生如下反应。
（图中有些反应的产物和反应条件没有标出）
请回答下列问题：
（1）丙的电子式为_____；组成气体乙的元素在周期表的位置____；物质B含有的化学键类型是______；
（2）写出下列反应的离子方程式：
④_________________________；
⑤_____________________；
（3）金属D与稀硝酸反应，产生标准状况下1.12L的NO气体，则参加反应的硝酸为_______mol。
参考答案
1、【答案】C
【解析】
A.同周期，从左向右元素的非金属性逐渐增强，所以元素的非金属性P＜S＜Cl，故A错误；
B.同主族，从上到下随着电子层数的增多，原子半径逐渐增大，所以原子半径：
F＜Cl＜I，故B错误；
C.因为金属性K＞Na＞Mg，所以其最高价氧化物对应水化物的碱性KOH>NaOH>Mg（OH）2，故C正确；
D.因为非金属性Cl＞Br＞I，所以其最高价氧化物对应水化物的酸性HIO4＜HBrO4＜HClO4，故D错误；
故答案选C。
2、【答案】B
【解析】A、同主族从左向右非金属性增强（稀有气体除外），即S的非金属性弱于Cl，故A说法正确；
B、S2－和Cl－核外电子排布相同，即r（S2－）>r（Cl－），故B说法错误；
C、C、非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，即H2S的稳定性弱于HCl，故C说法正确；
D、S的非金属性弱于Cl，则S的氧化性弱于Cl2，故D说法正确。
3、【答案】B
【解析】Li、Be、B最外层电子数由1递增到3，故A正确；N最高正价为＋5价，O没最高正价，F无正价，故B不正确；Mg、Al、Si电子层数相同，核电荷数越多，半径越小，故C正确；P、S、Cl最低负化合价从－3到－1，故D正确。
4、【答案】B
【解析】由于元素的最高化合价在数值上一般等于最外层电子数，我们可以通过比较各原子最外层电子数的大小来确定化合价的高低。
据分析知，只有B项中各元素的化合价为K：
＋1，Mg：
＋2，C：
＋4，S：
＋6依次递增。
而A项中虽然最外层电子数依次增多，但由于O无最高正价，F无正价，因而不选。
5、【答案】B
【解析】原子序数＝核电荷数＝原子核外电子数，aA2＋、bB＋、cC2－、dD－的电子层结构相同，即核外电子数相同，根据离子电荷的多少及正负，推知电子层数：
A＝B>C＝D，原子序数：
a>b>d>c，原子最外层电子数：
B当电子层数相同时，核电荷数越多，原子半径越小，结合电子层数A＝B>C＝D，所以原子半径：
B>A>C>D。
当电子层结构相同时，核电荷数越多，离子半径越小，推知离子半径C2－>D－>B＋>A2＋。
只有B正确。
6、【答案】C
【解析】同周期元素从左到右原子半径依次减小，即：
N＞O＞F，D错；同主族元素从上到下原子（离子）半径依次增大，即：
Li＜Na＜K，Ba2＋＞Ca2＋＞Mg2＋，A、B错；核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小，C对。
7、【答案】D
【解析】元素的化合价、原子半径、最外层电子排布都随着原子序数递增呈现周期性变化，而相对原子质量一般随原子序数的递增呈现增大的变化趋势（有反常现象），绝不会出现周期性的变化。
8、【答案】C
【解析】F无正价，O没有最高正价。
9、【答案】D
【解析】四种元素基态原子电子排布式可知，①是Si元素，②是P元素，③是N元素，④F元素。
A.F元素没有正化合价，元素的最高正化合价等于最外层电子数，Si最外层4个电子，P、N最外层都是5个电子，所以最高正化合价：
②=③>①，A错误；
B.同周期自左往右，原子半径逐渐减小，所以原子半径PF，电子层越多原子半径越大，故原子半径Si>P>N>F，即①>②>③>④，B错误；
C.同周期自左往右，第一电离能呈增大趋势，故第一电离能NP，因而第一电离能F>N>P>Si，即④>③>②>①，C错误；
D.同周期自左往右，电负性逐渐增大，所以电负性Si③>②>①，D正确。
故答案选D。
10、【答案】D
【解析】根据该离子结构示意图特点分析元素种类。
最外层电子数是8，该离子显+1价，说明对应原子最外层电子数为1，根据元素周期表中“最外层电子数=主族序数”，该元素处于第IA族。
该原子失去最外层的1个电子后有5个电子层，说明对应原子有6个电子层，再根据“元素周期表中电子层数=周期数”，所以是第六周期。
则该元素（
）在周期表中的位置是第6周期第IA族，故D正确；
答案选D。
11、【答案】C
【解析】A.原子序数在数值上等于这种原子的核电荷数，随着原子序数的递增，核电荷数逐渐增大，但不呈现规律性的变化，则核电荷数逐渐增大不能决定元素性质出现周期性变化，故A错误；
B.随着原子序数的递增，元素的原子的相对原子质量增大，但不呈现周期性的变化，则元素的相对原子质量逐渐增大不能决定元素性质出现周期性变化，故B错误；
C.由原子的电子排布可知，随原子序数的递增，电子层数和最外层电子数都呈现周期性的变化而引起元素性质的周期性变化，即原子的电子层排布的周期性变化是引起元素性质周期性变化的决定因素，故C正确；
D.元素的最高正化合价的周期性变化是原子的电子排布周期性变化的结果，化合价属于元素的性质，故D错误；
答案选C。
12、【答案】A
【解析】A.灼烧氯化铷时，发生焰色反应，所以火焰有特殊颜色，故A正确；
B.硝酸钠是离子化合物，铷的金属性强于Na，所以硝酸铷是离子化合物，易溶于水，故B错误；
C.同主族元素从上到下金属性增强，在钠、钾、铷三种单质中，铷的金属性最强，故C错误；
D.金属性越强，最高价氧化物
水化物碱性越强，已知氢氧化钠是强碱，所以氢氧化铷是强碱，故D错误。
答案选A。
13、【答案】C
【解析】元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子最外层电子排布呈周期性变化，答案C正确。
故选C。
14、【答案】D
【解析】A．在元素周期表中，金属元素位于元素周期表的左下方，可以用来做合金等，如镁铝合金等，故不选A；
B.非金属元素位于元素周期表右上方，通常制备农药所含的F、Cl、S、P等在周期表中的位置靠近，故不选B；
C．在过渡元素中寻找制催化剂的材料，如MnO2、V2O5等，故不选C；
D.在金属元素和非金属元素分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，可以用来做良好的半导体材料，如晶体硅，故选D。
答案选D。
15、【答案】B
【解析】A.制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到制冷目的．人们曾采用过乙醚、氨、氯甲烷等制冷剂，但它们或者有毒，或者易燃，科学家根据元素及其化合物性质的递变规律来研制了新的制冷剂氟里昂-12（CCl2F2），充分体现了元素周期表的指导作用，故A正确；
B.考古学家通过测定古生物遗骸中的碳-14含量来推断文物年代，不是
，故B错误；
C.门捷列夫在研究周期表时预言了包括“类铝”、“类硅”在内的11种元素，“类铝”镓（Ga）元素的发现，证实了元素周期律的科学性，故C正确；
D.根据元素周期表的应用，过渡元素Ti、Mo、W等的单质有耐高温，耐腐蚀的特点，单质及其合金可以用于制造火箭、导弹、宇宙飞船等，故D正确；
答案选B。
16、【答案】
（1）.a
（2）.H2SiO3＜H2CO3＜HClO4（3）.Al3+CH3CH2OH
【解析】
（1）表中两种元素的原子按1∶1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解，该溶液是过氧化氢溶液，二氧化锰可做过氧化氢分解反应的催化剂，故选a；
（2）非金属的氧化性越强，其最高价含氧酸的酸性越大，故H2SiO3＜H2CO3＜HClO4。
离子的核外电子层数越多，离子半径越大。
核外电子排布相同的微粒，其微粒半径随原子序数的增大而减小。
故Na、Al、N、O、Cl形成的简单离子的半径由小到大的顺序为Al3+（3）发生反应：
N2+3H2
2NH3，2min时，测得N2的浓度为0.75mol·L-1，则N2的物质的量变化了1mol—0.75mol=0.25mol，由物质的量变化量之比等于化学计量数之比得，2min时NH3的物质的量为0.5mol；
①该反应放热，升高温度，平衡逆向移动，NH3的产率降低，故①错误；
②恒容充入氦气，平衡不发生移动，NH3的产率不变，故②错误；
③向密闭容器内充入N2，平衡正向移动，NH3的产率增大，故③正确；
④及时分离出NH3，平衡正向移动，NH3的产率增大，故④正确；
答案选③④；
（4）C5H12，它的一氯取代物有一种的同分异构体是新戊烷，其结构简式为C（CH3）4；
（5）C2H4的产量是衡量一个国家石油化工发展水平的标志。
C2H4可与H2O在一定条件下反应生成化合物乙醇，该反应的化学方程式为CH2=CH2+H2O
CH3CH2OH。
17、【答案】
（1）.第二周期ⅠA族
（2）.锂与镁在元素周期表中位置属于对角线关系，同主族金属性钠大于锂，同周期金属性钠大于镁，锂和镁金属性相似，以此化学性质相似（3）.
：
（4）.
和
核外电子数相同，核内质子数
大于
，其原子核对核外电子的吸引力大，因此离子半径小于
（5）.3（6）.2p（7）.
（8）.蒸发浓缩、冷却至
左右结晶
【解析】
（1）锂的原子序数为3，位于元素周期表第二周期ⅠA族；锂与镁在元素周期表中位置属于对角线关系，同主族金属性钠大于锂，同周期金属性钠大于镁，锂和镁金属性相似，以此化学性质相似，故答案为：
第二周期ⅠA族；锂与镁在元素周期表中位置属于对角线关系，同主族金属性钠大于锂，同周期金属性钠大于镁，锂和镁金属性相似，以此化学性质相似；
（2）氢化锂是由Li+和H—组成的离子化合物，H—的电子式
；Li+和H—的电子层结构相同，核外电子数相同，核电荷数越大，其原子核对核外电子的吸引力大，因此Li+离子半径小于H—，故答案为：
；Li+和H—的核外电子数相同，核内质子数Li+大于H—，其原子核对核外电子的吸引力大，因此Li+离子半径小于H—；
（3）碳原子的核外电子排布式为1s22s22p2，所以有3种能量不同的电子，纺锤形轨道p上有2个电子，所以有2个纺锤形轨道，故答案为：
3；2；
（4）①Br2、Li2CO3和NH3·H2O反应生成的两种参与大气循环的气体应为N2和CO2,根据得失电子守恒、原子守恒配平化学方程式3Br2+3Li2CO3+2NH3·H2O=6LiBr+N2↑+3CO2↑+5H2O，故答案为：
3Br2+3Li2CO3+2NH3·H2O
6LiBr+N2↑+3CO2↑+5H2O；
②由题图可知，当低于44℃结晶时要得到LiBr·2H2O，若要制得LiBr·H2O，需将温度冷却到44℃结晶、44℃过滤、乙醇洗涤（LiBr·H2O易溶于水，选用乙醇洗涤可以减少洗涤过程中因溶解造成的损失）、干燥，故答案为：
蒸发浓缩、冷却至44℃结晶。
18、【答案】
（1）.
（2）.p（3）.HF（4）.
（5）.3：
2（6）.N（7）.共价化合物（8）.极性分子
【解析】由元素在周期表中位置，可知a
H、b为C、c为N、d为O、e为F、f为Al、g为Cl、h为Br。
（1）h为Br，原子核外有35个电子，有4个电子层，各层电子数为2、8、18、7，原子结构示意图为
；元素h位于元素周期表的第四周期第VIIA，属于p区；
（2）同主族自上而下非金属性减弱，非金属性F＞Cl，元素的非金属性越强，其相应的简单氢化物越稳定，所以氢化物稳定性：
HF＞HCl，即HF更稳定；
（3）b2a2分子是C2H2，在该物质分子中C原子之间形成3对共用电子对，C原子与H原子之间形成1对共用电子对，电子式为：
，结构式为H-C≡C-H，共价单键为σ键、共价三键含有1个σ键、2个π键，故σ键与π键的个数比为3：
2；
（4）N的电子排布式为1s22s22p3，2p轨道半充满，能量较低，较稳定，O的电子排布式为1s22s22p4，2p轨道易失去一个电子形成半充满的稳定状态，所以N元素第一电离能高于同周期相邻元素，即N、O两种元素中第一电离能较大的是N元素；
（5）Al、Cl形成的化合物是AlCl3，该物质是由分子构成的共价化合物，a2d分子是H2O，在水分子中两个H-O键之间的夹角是104.3°，分子空间排列不对称，因此该物质分子是极性分子。
19、【答案】
（1）.7
（2）.七（3）.电子层数（4）.减小（5）.增强（6）.减弱（7）.增强（8）.减弱（9）.增强（10）.增强（11）.18（12）.16（13）.16（14）.增强（15）.增强（16）.减弱（17）.减弱
【解析】
（1）根据元素周期表的结构，元素周期表有7个横行、七个周期，每一周期中元素原子的电子层数相同，从左到右原子半径依次减小、核对外层电子的引力逐渐增强、元素失电子能力逐渐减弱、元素的非金属性增强、阴离子的还原性减弱、最高价氧化物对应水化物酸性增强、气态氢化物的稳定性增强；
（2）元素周期表有18纵列、16个族，第ⅥA族处在第16列，同一主族从上到下，元素的金属性依次增强、元素失电子的能力增强、阳离子的氧化性减弱、最高价氧化物对应水化物酸性减弱。
20、【答案】
（1）.
（2）.第三周期第ⅦA族（3）.离子键和共价键（4）.2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－（5）.Fe3++3OH－＝Fe（OH）3↓（6）.0.2
【解析】
（1）丙是HCl，电子式为
，组成气体乙的元素为Cl，在周期表的位置为第三周期第ⅦA族，物质B是氢氧化钠，含有的化学键类型是离子键和共价键；
（2）反应④为2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－
反应⑤为Fe3++3OH－＝Fe（OH）3↓
（3）铁与稀硝酸反应的方程式为2Fe+8HNO3=2Fe（NO3）3+2NO↑+4H2O，所以当生成标准状况下1.12L的NO气体（即0.05mol气体）时，消耗的硝酸为0.2mol。
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