2022届高考化学一轮复习元素周期律作业.doc
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【知识点详解】 1. 元素周期律是化学的核心理论之一,它揭示了元素性质随原子序数递增而呈现周期性变化的规律。题目中涉及的非金属性和原子半径是周期律的重要体现。非金属性越强,元素的氧化能力越强,一般在周期表中从右上角到左下角逐渐减弱;原子半径通常在同一周期中从左到右减小,同一主族中从上到下增大。 2. 高中化学中,金属性的强弱可以通过其与水或酸反应的剧烈程度、最高价氧化物的水化物碱性强弱来判断,一般在同一周期中从左到右减弱,在同一主族中从上到下增强。 3. 在金属元素与非金属元素的分界线附近,元素既有一定的金属性又有一定的非金属性,常用于寻找半导体材料,例如硅和锗。 4. 气态氢化物与最高价氧化物的水化物反应生成盐,表明该元素能形成+5价,属于氮族元素(VA族)的特性。 5. 气态氢化物的化学式为HX,表明X的最低负价为-1,因此其最高正价为+7,位于第7主族,如氟、氯、溴、碘等卤素。 6. HXO4对应的元素应为最高正价+7,属于卤族元素中的高氧化态,例如氯或溴。 7. 非金属性F>Cl>Br,表明氟的非金属性最强,氯次之,溴再次之。同时,氢化物的热稳定性也遵循这一规律,即HF>HCl>HBr。 8. 元素周期表中,非金属元素W的原子序数可能是Y的两倍,表明W可能在第三周期,Y在第二周期。非金属性W>Z,因此W的最高价氧化物的水化物酸性更强。 9. 从元素信息看,X有多种同素异形体,可能是碳或硅;Y最外层电子数是内层的3倍,是氧;Z是第三周期碱金属,可能是钠;W与X同主族,可能是硅或锗。W的还原性比X强,因此X单质可以还原W的氧化物。 10. Sr(锶)与Rb(铷)、Ca(钙)相邻,属于碱土金属,性质与钙类似。 Sr在氧气中可燃烧,能与水反应,其碳酸盐可能难溶,但碱性Sr(OH)2>Ca(OH)2。 11. Q、X、Y、Z的最外层电子数之和为22,结合他们在周期表的位置,可推断各元素的性质。Y的原子半径比X大,Q的氢化物水溶液可能呈酸性,Q可能是非金属半导体,Q与Z可形成QZ4化合物。 12. W、X、Y、Z的相对位置关系表明,W、Y、X的原子半径依次减小,非金属性依次增加,Y的单质可能从NaZ溶液中置换出Z。 13. 通过元素在周期表的位置,可以推测M的原子半径小于N,Y和Z能形成多种化合物,X2M的稳定性通常比X2Y弱,因为M的非金属性较弱。 14. W、X、Y、Z的相对位置及性质表明,Z的非金属性最强,其最高价氧化物的水化物酸性也最强。 15. 短周期元素X、Y、Z和M的位置关系显示,原子半径Z>X,非金属性Y>M,且Z的最高价氧化物对应水化物可能是强酸。 16. 从元素的化合价和原子半径推断,A可能是铍,B可能是铝,C可能是硫,D可能是氯,E可能是氧。根据这些信息,可以填写元素在周期表中的位置,确定B在第三周期第III族,D的单质Cl2与NaOH反应的离子方程式为Cl2 + 2OH- → Cl- + ClO- + H2O,酸性最强的最高价氧化物对应水化物是HClO4,C和E形成的化合物为SO2。 17. A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大,它们的位置和性质分析与上述问题类似,未给出具体元素,无法进一步深入讨论。 以上就是基于题目中提供的信息和元素周期律分析的详细知识点。
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