答案 C
解析 由于An＋、Bn－、C具有相同的电子层结构，所以原子序数A>C>B，粒子半径An＋B。
5．原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增，以下各项内容的变化是[填“增大（强）”“减小（弱）”或“相同（不变）”]：
（1）各元素的原子半径依次________，其原因是__________________________________
________________________________________________________________________。
（2）各元素原子的电子层数____________，最外层电子数依次__________________。
（3）元素的金属性逐渐________，而非金属性逐渐_____________________________，
元素失电子能力逐渐__________，得电子能力逐渐________________。
答案
（1）减小 电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核对最外层电子的引力增大，因此原子半径减小
（2）相同 增大 （3）减弱 增强 减弱 增强
解析 原子序数为11～17号的元素，它们的电子层数相同，随着原子序数的递增，其原子半径依次减小，原子核对外层电子的引力增强，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素的金属性减弱，非金属性增强（最高价氧化物对应的水化物的酸性及气态氢化物的稳定性增强）。
[基础过关]
题组一 元素周期律的内容和实质
1．元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是（ ）
A．化合价
B．原子半径
C．元素的金属性和非金属性
D．相对原子质量
答案 D
解析 由元素周期律的内容知，元素的化合价、原子半径及金属性和非金属性都随着原子序数的递增呈周期性变化，而相对原子质量随原子序数的递增呈现增大的变化趋势，绝不会出现周期性的变化。
2．下列关于元素周期律的叙述正确的是（ ）
A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化
C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从－7到－1重复出现
D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化
答案 B
解析 A项错误，K层为最外层时，原子最外层电子数只能从1到2，而不是从1到8；B项正确，是元素周期律的内容；C项，最低化合价一般是从－4到－1，而不是从－7到－1；D项，核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的根本原因，而不是其内容。
题组二 元素的化合价与核外电子排布的关系
3．下列各组元素中，按最高正化合价递增顺序排列的是（ ）
①C、N、F ②Na、Mg、Al ③F、Cl、Br ④P、S、Cl
A．①③B．②④
C．①④D．②③
答案 B
解析 元素原子的最外层电子数等于其最高正化合价数，但要注意氟元素无正价。
4．元素X、Y可组成化学式为XY3的化合物，则X、Y的原子序数不可能是（ ）
A．3和9B．7和1
C．13和17D．15和17
答案 A
解析 A项中两元素分别为Li、F，只能形成化合物LiF；B项中两元素分别为N、H，可形成NH3分子；C项中两元素分别为Al、Cl，能形成化合物AlCl3；D项中两元素分别为P、Cl，可形成PCl3和PCl5两种化合物。
5．某元素R的原子序数小于18，该元素的原子得到1个电子后形成具有稀有气体元素原子的电子层结构的离子，该元素可形成含氧酸HRO3，下列说法中正确的是（ ）
①R元素的最高正价是＋5价 ②R元素还可形成其他含氧酸 ③R元素原子的最外层电子数为7 ④R元素的原子序数为7
A．①②B．②③
C．③④D．①④
答案 B
解析 根据题意，R元素的原子获得1个电子后变成具有稀有气体元素原子的电子层结构的离子，且原子序数小于18，表明R可能为F或者Cl，最外层电子数为7，最高正价为＋7价（此时R为Cl）。
又由于R元素可形成含氧酸HRO3，可见R元素只能是Cl，HRO3为HClO3，还可形成HClO4、HClO等含氧酸。
6．元素R的最高价含氧酸的化学式为HnRO2n－2，则在气态氢化物中R元素的化合价为（ ）
A．12－3nB．3n－12
C．3n－10D．6－3n
答案 B
解析 由元素R的最高价含氧酸的化学式HnRO2n－2可计算出R的最高正价，n＋最高正价＋[－（4n－4）]＝0，最高正价＝3n－4，R在氢化物中显负价，再根据同种元素：
最高正价＋|最低负价|＝8，则|最低负价|＝8－最高正价＝8－（3n－4）＝12－3n，故气态氢化物中R的化合价为3n－12。
题组三 微粒半径大小比较
7．下列离子中半径最大的是（ ）
A．Na＋B．Mg2＋
C．O2－D．F－
答案 C
解析 这些离子核外电子排布都是2、8的电子层结构。
对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径就越小，所以离子半径最大的是O2－，选项是C。
8．下列各组微粒半径大小的比较中，不正确的是（ ）
A．r（K）>r（Na）>r（Li）
B．r（Mg2＋）>r（Na＋）>r（F－）
C．r（Na＋）>r（Mg2＋）>r（Al3＋）
D．r（Br－）>r（Cl－）>r（Cl）
答案 B
题组四 元素金属性与非金属性强弱的判断标准
9．下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是（ ）
A．根据金属失去电子的多少来判断，失去电子较多的金属性较强
B．用钠置换MgCl2溶液中的Mg2＋，来验证钠的金属性强于Mg
C．Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应，可说明金属性：
Al>Mg
D．碱性：
NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3，可说明钠、镁、铝金属性依次减弱
答案 D
解析 应根据金属失去电子的难易来判断金属性强弱，金属越容易失去电子，金属性越强，A项不正确；钠与MgCl2溶液中的水反应生成氢氧化钠，不能置换出镁，B项不正确；不能根据金属与碱溶液的反应来判断金属性的强弱，C项不正确；可以根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较金属性的强弱，D项正确。
10．下列事实能说明X元素比Y元素的非金属性强的是（ ）
①与H2化合时X单质比Y单质容易；②X单质可以把Y从其氢化物中置换出来；③X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强；④与金属反应时，X原子得电子数目比Y的多；⑤X的单质熔、沸点比Y的低；⑥X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多。
A．①②④B．①②⑥
C．①②③D．①②③④⑤⑥
答案 C
解析 ①②③是判断元素非金属性相对强弱常用的三种方法。
④用得电子数目的多少不能判断非金属性强弱，应比较得电子的难易程度。
⑤用单质的熔、沸点作依据不能判断非金属元素得电子的难易。
⑥只有当原子电子层数相同时，原子最外层电子数的多少才可以判断出元素的非金属性强弱。
[能力提升]
11．
（1）研究表明26Al可以衰变为26Mg，可以比较这两种元素金属性强弱的方法是________。
a．比较这两种元素的单质的硬度和熔点
b．Mg（OH）2属于中强碱，Al（OH）3属于两性氢氧化物
c．将打磨过的镁带和铝片分别和热水作用，并滴入酚酞溶液
d．将空气中放置已久的这两种元素的单质分别和热水作用
（2）某同学认为铝有一定的非金属性，下列化学反应中，你认为能支持该同学观点的是____________。
a．铝片与盐酸反应放出氢气
b．氢氧化铝溶于强碱溶液
c．氢氧化铝溶于强酸溶液
d．铝热反应
答案
（1）bc
（2）b
解析
（1）a项不可以，单质熔、沸点与元素的金属性强弱无关；b项可以，Mg（OH）2比Al（OH）3碱性强，进而说明26Mg比26Al金属性强；c项可以，有镁带的热水中滴入酚酞溶液变为红色，有铝片的热水中滴入酚酞溶液不变色，说明镁与热水反应生成了Mg（OH）2，铝与热水反应不明显，证明26Mg比26Al金属性强；d项不可以，在空气中放置已久的镁和铝，都在表面形成致密的保护膜，使得镁和铝不能与热水接触发生化学反应，则该实验操作不可用作比较镁和铝的金属性强弱。
（2）a项说明铝是较活泼的金属，但不能说明铝具有一定的非金属性；b项能说明氢氧化铝具有一定的酸性，即铝具有一定的非金属性；c项说明氢氧化铝具有一定的碱性，铝具有金属性；d项说明铝的金属性较强，不能说明铝具有一定的非金属性。
12．X、Y、Z、W为1～18号中的四种元素，其最高正价依次为＋1、＋4、＋5、＋7，核电荷数按照Y、Z、X、W的顺序增大。
已知Y与Z的原子次外层的电子数均为2，W、X的原子次外层的电子数均为8。
（1）写出元素的名称：
X________，Z________。
（2）画出原子结构示意图：
Y________，W________。
（3）写出X的最高价氧化物与Z的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式：
________________________________________________________________________。
（4）按碱性减弱、酸性增强的顺序写出各元素最高价氧化物对应水化物的化学式：
________、________、________、________。
答案
（1）钠 氮
（2）
（3）Na2O＋2HNO3===2NaNO3＋H2O
（4）NaOH H2CO3 HNO3 HClO4
解析 由Y、Z原子的次外层均有2个电子，结合最高正价知Y为碳元素，Z为氮元素；又知W、X原子次外层均有8个电子，结合最高正价知W为氯元素，X为钠元素。
13．A、B、C、D四种元素的核电荷数依次增多，它们的离子的电子层数相同且最外层电子数均为8。
A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等；D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半。
回答以下问题：
（1）四种元素的符号依次是A________；B________；
C________；D________。
它们的原子半径由大到小的顺序是________________。
（2）分别写出A、B、C、D四种元素最高价氧化物对应水化物的化学式：
________________________________，分别比较酸性或碱性的强弱：
____________________。
（3）分别写出A、B元素的气态氢化物的分子式：
__________________，比较其稳定性：
________________。
答案
（1）S Cl K Ca r（K）>r（Ca）>r（S）>r（Cl）
（2）H2SO4、HClO4、KOH、Ca（OH）2 酸性：
HClO4>H2SO4，碱性：
KOH>Ca（OH）2
（3）H2S、HCl HCl>H2S
解析 因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是（2＋8）×2＝20，为钙元素。
根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素，B为氯元素，C为钾元素。
14．W、X、Y、Z是原子序数1～18中的元素，它们的原子核外电子层数相同且原子序数依次增大，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。
（1）W、X各自的最高价氧化物的水化物可以发生反应生成盐和水，该反应的离子方程式为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
（2）Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为_________________。
（3）比较Y、Z气态氢化物的稳定性________>________
（用化学式表示）；除了可以通过比较Y、Z气态氢化物的稳定性来验证Y、Z的非金属性外，请你再设计一个简单的实验，来验证Y与Z的非金属性强弱：
_______________________
________________________________________________________________________。
（4）W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是________>________>________>________。
答案
（1）Al（OH）3＋OH－===AlO
＋2H2O
（2）SO2＋Cl2＋2H2O===H2SO4＋2HCl
（3）HCl H2S 在Na2S的溶液中通入Cl2，若溶液变浑浊，证明Cl的非金属性强于S，反应的化学方程式为Na2S＋Cl2===S↓＋2NaCl（其他合理答案均可）
（4）S2－ Cl－ Na＋ Al3＋
解析
（1）W和X两种金属元素的最高价氧化物的水化物可以反应生成盐和水，且原子序数W小于X，所以可推知W是Na元素，X是Al元素，W、X各自的最高价氧化物的水化物分别为NaOH和Al（OH）3，二者反应的离子方程式为Al（OH）3＋OH－===AlO
＋2H2O。
（2）Y、Z是具有三个电子层的非金属元素，且Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中能发生氧化还原反应，说明Y是S元素，Z是Cl元素，Y的低价氧化物为SO2，SO2与Cl2的水溶液反应的化学方程式为SO2＋Cl2＋2H2O===H2SO4＋2HCl。
（3）由于Cl的非金属性强于S，故稳定性：
HCl>H2S。
可以通过非金属单质间的置换反应来证明元素非金属性的强弱。
在Na2S的水溶液中通入Cl2，若溶液变浑浊，证明Cl的非金属性强于S，反应的化学方程式为Na2S＋Cl2===S↓＋2NaCl。
（4）Na＋、Al3＋的电子层结构相同，S2－和Cl－的电子层结构相同，电子层结构相同的离子随着核电荷数的增多，离子半径逐渐减小，故半径：
Na＋>Al3＋、S2－>Cl－；由于S2－和Cl－具有三个电子层，而Na＋和Al3＋具有两个电子层，故半径：
S2－>Cl－>Na＋>Al3＋。
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