Question

【題目】下圖中的實線表示元素周期表的邊界。①~⑧分別表示元素周期表中對應位置的元素。

（1）元素周期表體現了元素周期律。元素周期律的本質是________。在元素周期表中，元素的位置與結構的關系是______。

（2）在上表中畫出金屬區(qū)和非金屬區(qū)的分界線_______

（3）上述元素所能形成的簡單離子中半徑最小的是________（填離子符號），最高價氧化物對應水化物酸性最強的是________（填分子式）。

（4）④與⑥形成的化合物溶于水后，溶液的pH________7。原因________________（用離子方程式表示），若使其熔化，需破壞的作用力有________________。

（5）元素①的氫化物電子式為________________，該分子屬于________晶體。

（6）⑥⑦兩元素非金屬性較強的是（寫元素符號）________。寫出能證明這一結論的一個實驗事實____。

（7）⑤、⑦各自的最高價氧化物對應的水化物可以反應生成鹽和水，該反應的離子方程式為____。

（8）⑦的氫化物的還原性比元素⑥的氫化物的還原性________（填“強”或“弱”）。

Answer 1

【答案】原子核外電子排布的周期性變化； 元素的周期數即為原子的電子層數，元素的主族序數即為原子的最外層電子數 ＞ 、 離子鍵 分子晶體 Cl 氯氣通入溶液中產生淡黃色沉淀（合理即可） 弱

【解析】

由元素在元素周期表中的位置可知，①為N，②為O，③為F，④為Na，⑤為Al，⑥為S，⑦為Cl，⑧為Br，然后利用元素及其單質、化合物的性質進行解答。

由元素在元素周期表中的位置可知，①為N，②為O，③為F，④為Na，⑤為Al，⑥為S，⑦為Cl，⑧為Br，

（1）元素周期律的本質為元素原子核外電子排布的周期性變化引起元素性質的周期性變化；在元素周期表中，元素的位置與結構的關系為元素的周期數即為原子的電子層數，元素的主族序數即為原子結構的最外層電子數；

故答案為：原子核外電子排布的周期性變化；元素的周期數即為原子的電子層數，元素的主族序數即為原子的最外層電子數；

（2）金屬區(qū)和非金屬區(qū)的分界線如圖所示：

；

故答案為：；

（3）上述元素中N、O、F、Na、Al形成的簡單離子核外電子排布相同，核電荷數越大，半徑越小，則Al3+離子半徑最小，Al3+核外電子層數為2，S2-、Cl-核外電子層數為3，Br-核外電子層數為4，因此上述元素所能形成的簡單離子中半徑最小的是Al3+；非金屬元素的非金屬性越強，其最高價氧化物對應水化物的酸性越強，而同周期從左至右非金屬性逐漸增強，同主族從上至下非金屬逐漸減弱，因此Cl的非金屬性最強，則其最高價氧化物對應水化物的酸性最強，為；

故答案為：；；

（4）④為Na，⑥為S，④與⑥形成的化合物為Na2S，其溶于水后，由于S2-水解使溶液呈堿性，則溶液的pH>7，S2-水解的離子方程式可表示為：、；Na2S為離子化合物，若使其熔化，需破壞的作用力為離子鍵；

故答案為：＞；、；離子鍵；

（5）①為N，N元素的氫化物為NH3，其為共價化合物，原子之間通過共用電子對形成相互作用力，則電子式為；該分子屬于分子晶體；

故答案為：；分子晶體；

（6）⑥為S，⑦為Cl，同周期元素從左至右非金屬逐漸增強，則非金屬性較強的為Cl；可從它們的非金屬單質之間的置換反應比較元素非金屬性的強弱，例如，可將氯氣通入溶液中產生淡黃色沉淀，說明氯氣的氧化性大于硫的氧化性，則非金屬性：Cl>S；

故答案為：Cl；氯氣通入溶液中產生淡黃色沉淀（合理即可）；

（7）⑤為Al，⑦為Cl，其最高價氧化物對應的水化物分別為Al(OH)3、HClO4，二者發(fā)生酸堿中和反應，反應的離子方程式為；

故答案為：；

（8）⑥為S，⑦為Cl，非金屬性越強，其氫化物的還原性越弱，而非金屬：Cl>S，則HCl的還原性比H2S的還原性弱；

故答案為：弱。