鲁科版高中化学必修第二册第1章第3节实验探究课1第3周期元素原子得失电子能力的比较学案

【实验目的】
1．通过实验比较钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的相对强弱。

2．认识对比实验中条件控制的重要性。

【实验用品】
仪器：烧杯，试管，表面皿，酒精灯，试管夹，小刀，镊子，玻璃片，滤纸等。

试剂：金属钠(切成小块)，表面积相同的镁条和铝条，稀盐酸，NaOH溶液，MgCl2溶液，AlCl3溶液，蒸馏水，酚酞溶液。

【实验步骤】
(1)取一小块金属钠投入盛有冷水的烧杯中，反应完毕后，向烧杯中滴加几滴酚酞溶液，观察现象。

(2)如下图，取一小段镁条，用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，向试管中加
3 mL水，并往水中滴2滴无色酚酞溶液，观察现象。

然后，加热试管至水沸腾，观察现象。

(3)将上述(2)中镁条换成表面积相同的铝条(表面已除去氧化膜)再进行实验，观察现象。

(4)如下图，取一小段镁条和一小段铝条(表面积相同)，分别用砂纸和NaOH溶液除去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2 mL 1 mol·L-1的盐酸，观察发生的现象。

(5)如下图，取少量AlCl3溶液注入试管中，加入NaOH溶液至产生大量Al(OH)3白色絮状沉淀为止。

将Al(OH)3沉淀分成两份分别盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入稀盐酸和NaOH溶液，观察现象。

(6)将(5)中的AlCl3溶液换成MgCl2溶液再进行(5)中的实验，观察现象。

【问题讨论】
1．选取金属时为什么要强调镁条和铝条的表面积相等，却没有强调对金属钠的要求？
提示：金属钠与H2O反应时只能切成小块，如果表面积与镁、铝相等，则反应剧烈，易产生事故。

2．镁条和铝条的表面有一层致密氧化膜，反应前后对镁条、铝条作何处理？提示：镁、铝与水反应前，一定要认真除去表面的氧化膜，若氧化膜除不干净，反应就难以进行。

前者用砂纸，后者用NaOH溶液。

铝片用NaOH溶液处理后，一定要用蒸馏水把表面的NaOH溶液冲洗干净；否则带入的NaOH溶液会使酚酞溶液变红，影响实验效果。

3．氢氧化镁与氢氧化铝都是难溶于水的物质，如何判断金属镁和金属铝是否与水发生反应？
提示：Mg与滴有酚酞的热水反应时，有浅红色出现，而Al与滴有酚酞的热水反应时，无浅红色出现，证明镁可与热水反应生成碱性物质，而铝不能与热水反应。

4．如何根据实验现象判定碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3?
提示：向MgCl2、AlCl3溶液中滴入少量NaOH，都看到白色沉淀，依据强碱制取弱碱的反应原理判断。

碱性：NaOH>Mg(OH)2，NaOH>Al(OH)3。

Mg(OH)2只能与HCl反应表现碱性，而Al(OH)3既可与HCl反应又可与NaOH反应，所以Al(OH)3具有两性。

证明碱性Mg(OH)2>Al(OH)3。

【跟踪训练】
1．下列说法错误的是()
A．Na与Al为同周期元素，钠原子最外层有1个电子，铝原子最外层有3个电子，所以钠的金属性比铝强
B．Na与Mg为同周期元素，且Mg的核电荷数比Na的大，所以钠的金属性比镁强
C．NaOH为强碱，而Al(OH)3具有两性，所以钠的金属性比铝强
D．Zn＋2Fe3+===Zn2+＋2Fe2+，所以Zn的金属性比Fe强
D[Zn＋Fe2+===Zn2+＋Fe才能说明金属性：Zn>Fe。

]
2．同一短周期三种元素X、Y、Z，已知其气态氢化物分别是HX、H2Y、ZH3，则下列判断错误的是()
A．热稳定性：HX>H2Y>ZH3
B．还原性：HX>H2Y>ZH3
C．酸性：H3ZO4<H2YO4<HXO4
D．非金属性：X>Y>Z
B[同一周期，其气态氢化物分别是HX、H2Y、ZH3，自左到右分别为Z、Y、X，非金属性逐渐增强，因此非金属性：X>Y>Z。

非金属性越强，气态氢化物越稳定，因此热稳定性：HX>H2Y>ZH3，故A正确；非金属性越强，气态氢化物越不易失电子，还原性越弱，故B错误；非金属性越强，最高价含氧酸酸性越强，酸性：H3ZO4<H2YO4<HXO4，故C正确；同一周期，其气态氢化物分别是HX、H2Y、ZH3，自左到右分别为Z、Y、X，非金属性逐渐增强，因此非金属性：X>Y>Z，故D正确。

]
3．A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B>A，C和D的气态氢化物的稳定性C>D；E是这五种元素中原子半径最小的元素，则原子序数由小到大的顺序为()
A．A、B、C、D、E B．E、C、D、B、A
C．B、A、D、C、E D．C、D、A、B、E
C[由题意知，最高价氧化物对应水化物的碱性B>A，A、B为金属元素，则原子序数B<A；气态氢化物的稳定性C>D，C、D为非金属元素，则原子序数D<C；同周期原子半径从左向右逐渐减小，则E的原子序数最大，故原子序数由小到大的顺序为B、A、D、C、E。

]
4．Ge、As、Se、Br为第4周期相邻元素，原子序数依次增大。

下列说法错误的是()
A．原子半径：Ge>As>Se
B．还原性：As3->Se2->Br－
C．酸性：H2GeO3>H2SeO4>HBrO4
D．非金属性：As<Se<Br
C[同周期元素，从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：Ge>As>Se，A正确；同周期元素，从左到右得电子能力依次增强，非金属性依次增强，对应阴离子失电子能力依次减弱，则还原性：As3->Se2->Br－，B正确；同周期元素，从左到右非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，则酸性：H2GeO3<H2SeO4<HBrO4，C错误；同周期元素，从左到右非金属性逐渐增强，则非金属性：As<Se<Br，D正确。

]
5．下表列出了①～⑥六种元素在元素周期表中的位置：
请按要求回答下列问题：
(1)元素②的单质化学式是________。

(2)元素⑤与⑥气态氢化物的热稳定性比较：______(用“>”“<”或“＝”连接化学式来表示)。

(3)这六种元素中，位于第3周期且原子半径最小元素的原子结构示意：______________。

(4)这六种元素中，能与氧结合，生成物可作为耐火材料的是________(填元素符号)。

(5)在盛有水的小烧杯中加入元素③的单质，发生反应的离子方程式为__________________________________；向上述反应后的溶液中再通入元素⑥的单质，发生反应的化学方程式为________________________________________ ___________________________________________________________________。

[答案](1)N2(2)HCl＞H2S(3)(4)Mg(5)2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑Cl2＋2NaOH===NaClO＋NaCl＋H2O
新知探究课6研究同主族元素的性质预测元素及其化合物的性质
1．以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系，培养“证据推理与模型认知”的化学学科核心素养。

2．能设计实验探究同主族元素的非金属性、金属性强弱，培养“科学探究与创新意识”的化学学科核心素养。

一、ⅠA族(除H外)元素性质的递变规律探究
1．原子结构特点
(1)原子结构
元素符号Li Na K Rb Cs
原子结构
示意图
①相似性：最外层电子数都是1。

②递变性：随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。

2．单质及化合物性质的递变性
结构及性质规律
原子半径
单质的还原性
与水、氧气反应
的剧烈程度
最高价氧化物对
应水化物的碱性
3．碱金属元素的性质与原子结构之间的关系
从Li→Cs，最外层电子数均为1，但随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多→原子半径逐渐增大→原子核对最外层电子(1个)的引力逐渐减弱→元素原子的失电子能力逐渐增强→元素的金属性逐渐增强。

(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多。

()
(2)碱金属元素在自然界中能以游离态存在。

()
(3)碱金属元素的最外层电子数相同，所以与水反应的剧烈程度相同。

() [答案](1)√(2)×(3)×
二、卤族元素性质的递变规律探究
1．卤族元素原子结构和性质的相似性
元素(名称与符号)氟(F)氯(Cl)溴(Br)碘(I)
原子结构
示意图
最外层
都为7
电子数
最高正价无＋7价
最低负价都为－1价
自然界中存在形态全部以化合态形式存在
最高价含氧酸无HClO4HBrO4HIO4
气态氢化物HF HCl HBr HI (1)卤族元素单质的物理性质及递变性
单质
物理性质
F2Cl2Br2I2颜色淡黄绿色黄绿色深红棕色紫黑色
状态气体气体液体固体
密度逐渐增大
熔、沸点逐渐升高
(2)卤素元素原子结构及单质化学性质递变性
元素F Cl Br I 电子层数逐渐增多
原子半径逐渐增大
得电子能力逐渐减弱
失电子能力逐渐增强
单质与H2化合的条件暗处
爆炸
点燃或
光照
加热至
一定温度
不断加热的情
况下，缓慢反
应，可逆
氢化物的
稳定性
逐渐减弱
最高价氧化
物对应水化
物的酸性
—逐渐减弱
(3)探究卤族元素性质的相似性和递变性
实验操作实验现象化学方程式
静置后，液体分层，上层无色，下层橙色Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2
静置后，液体分层，上层
无色，下层紫色
Br2＋2KI===2KBr＋I2
静置后，液体分层，上层
无色，下层紫色
Cl2＋2KI===2KCl＋I2
结论：卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2；
卤素离子的还原性：I－>Br－>Cl－。

3．卤族元素的性质与原子结构之间的关系
从F→I，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多→原子半径逐渐增大→原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱→元素原子的得电子能力逐渐减弱→元素的非金属性逐渐减弱。

(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)同主族元素自上至下，碱金属和卤族元素单质的熔、沸点都逐渐增大。

()
(2)同主族元素随核电荷数的增加，气态氢化物的稳定性逐渐增强。

()
(3)酸性：HF>HCl>HBr>HI。

() [答案](1)×(2)×(3)×
三、预测元素及其化合物的性质(以Si为例)
1．性质的预测
(1)硅元素的原子结构及性质分析
原子结构示意图最高
正价
最低
负价
元素
类别
得电子
能力
＋4－4非金属元素较弱
(2)硅及其化合物性质预测
物质化学式化学性质预测预测依据
Si 硅的非金属性比同周期磷元素弱；硅的非金属
性比同主族碳元素弱
元素在周期
表中的位置
SiO2具有酸性氧化物的通性，能与碱(如NaOH溶液)
反应，化学方程式：SiO2＋2NaOH===Na2SiO3
＋H2O。

物质类别
高温时能与碱性氧化物(如CaO)反应，化学方
程式：SiO2＋CaO 高温
CaSiO3
具有氧化性，能与某些还原剂反应元素化合价
H2SiO3具有酸的性质，能与碱反应，但酸性较弱，酸性
弱于碳酸
同主族元素
性质的相似
性和递变规
律
Na2SiO3能与酸(如HCl溶液)反应制取H2SiO3。

反应的化学方程式：Na2SiO3＋2HCl===H2SiO3↓＋2NaCl
2．元素周期表的其他应用
(1)科学预测
根据元素在周期表中的位置，推测元素的原子结构，预测其主要性质，为研究物质结构、发现新元素、合成新物质、寻找新材料提供许多有价值的指导。

(2)在生产上的某些应用
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)因为硅的化学性质不活泼，所以在自然界中有游离态的硅存在。

()
(2)SiO2是酸性氧化物，所以SiO2能与H2O反应生成硅酸。

()
(3)因为SiO2能导电，所以SiO2能用于制造光导纤维。

() [答案](1)×(2)×(3)×
同主族元素性质的递变规律
布瓦博得朗发现了镓并将此消息发布，不久就收到了一封来自俄罗斯的信，信中这样写道：“尊敬的布瓦博得朗先生，您所说的镓就是我四年前预言的类铝，它的比重应为5.9，而不是您所说的4.7，请您再测一下吧……”，信尾署名是门
捷列夫。

布瓦博得朗将信将疑地在实验室里重测了镓的比重，结果果然是自己错了，此事之后，他对门捷列夫佩服得五体投地。

1．查元素周期表找到镓，根据所学的知识对比其与铝的性质，发现了什么？提示：镓与铝位于同一主族，镓在铝的下一周期，所以镓与铝的化学性质相似，但是镓的金属性比铝强。

2．根据元素周期律，预测H3AsO4与H3PO4酸性强弱的关系是什么？
提示：同一主族，元素的非金属性从上到下逐渐减弱，其最高价氧化物对应的水化物的酸性减弱，故酸性：H3PO4>H3AsO4。

3．在一定条件下，S与H2反应有一定难度，请判断：在相同条件下Se与H2反应的难度比S与H2反应的难度更大还是更小？
提示：元素非金属性越强，与氢气化合越容易。

同主族从上到下非金属性逐渐减弱，Se与H2化合难度更大。

同主族元素原子结构与性质的递变规律
内容同主族(自上而下)
原子结构
电子层数增多最外层电子数相同原子半径逐渐增大
元素性质
原子得电子能力减弱
原子失电子能力增强
元素的金属性增强
元素的非金属性减弱
元素的主要化合价
最高正价数＝主族序数(F无正
价，O无最高正价)
单质和化合物
单质还原性与氧化性还原性增强，氧化性减弱
非金属元素气态氢化物的形成
及稳定性
形成由易到难，稳定性由强到弱最高价氧化
物对应的水
化物酸碱性
酸性减弱
碱性增强
非金属气态氢化物的还原性增强
离子氧化
还原能力
阳离子
氧化性
减弱
阴离子
还原性
增强
1．铊(元素符号Tl)是超导材料组成元素之一，位于元素周期表第6周期，与元素Al同主族。

以下关于铊(Tl)的性质推断错误的是()
A．Tl是易导电的银白色的金属
B．Tl(OH)3是两性氢氧化物
C．Tl的还原性强于Al
D．Tl能生成＋3价的化合物
B[铝为银白色金属，易导电，Tl与Al同主族，则铊是易导电的银白色金属，故A正确；同主族元素从上到下金属性逐渐增强，最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，则Tl(OH)3是强碱，故B错误；同主族元素从上到下金属性逐渐增强，对应单质的还原性逐渐增强，则Tl的还原性强于Al，故C正确；ⅢA 族元素的最高化合价为＋3价，Tl能生成＋3价化合物，故D正确。

]
2．砷为第4周期ⅤA族元素，根据它在元素周期表中的位置推测，砷不可能具有的性质是()
A．AsH3比NH3稳定性强
B．可以存在－3、＋3、＋5等多种化合价
C．As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱
D．砷的非金属性比磷弱
A[N、P、As均为ⅤA族元素，分别位于第2、3、4周期，根据元素周期律判断，As比N、P非金属性弱，NH3比AsH3稳定性强，H3AsO4(As2O5的对应水化物)的酸性比H3PO4弱。

As与N、P同在ⅤA族，N和P都有－3、＋3、＋5的化合价，则As也有－3、＋3、＋5的化合价。

]
碱金属元素、卤素单质的相似性和递变性
材料一在我们的印象里，金属一般都是“硬骨头”，但有些金属却是出了名的“软骨头”，用小刀就可毫不费力地切开，比如铯。

材料二许多化学家试图从氢氟酸中提取出单质氟，但都因在实验过程中吸入过量氟化氢气体而中毒或死亡。

莫瓦桑设计了一种抑制氟剧烈反应的办法，终于在1886年制得了单质氟，擒获了“死亡元素”。

1．铯在元素周期表中的位置是第几周期第几主族？预测金属铯与水反应的情况，如果实验室有金属铯的话，你认为应如何保存？
提示：铯在元素周期表中的位置是第6周期ⅠA族。

金属铯很活泼，遇水立即燃烧、爆炸，保存时要密封、干燥。

2．氟单质能置换出NaCl溶液中的氯吗？
提示：不能。

氟首先要与NaCl溶液中的水反应。

3．在元素周期表中氟元素的非金属性是否是最强的？你是根据什么得出的结论？提示：是。

同周期主族元素，从左到右非金属性逐渐增强，同一主族元素，从下到上非金属性逐渐减弱，所以非金属性最强的元素位于元素周期表的右上角，就是氟(F)。

1．碱金属元素性质的递变规律
(1)随着原子序数的递增，碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强，它们与水反应越来越容易，与O2反应的产物越来越复杂。

(2)碱金属都具有还原性，并且从Li到Cs逐渐增强。

2．卤素单质的相似性和递变性
(1)相似性：
化合物→最高价氧化物对应水化物(除氟外)都为酸
(2)递变性：
具体情况如下：
物质性质
单质从F2→I2与H2反应越来越难
氢化物
稳定性：HF>HCl>HBr>HI
还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
酸性：HF＜HCl＜HBr＜HI(HF为弱酸)
最高价氧化
物对应水化物
酸性：HClO4>HBrO4>HIO4(氟没有含氧酸)
(3)特殊性：
①F2能与水反应，反应方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2。

因此，F2不能从溶液中置换出其他卤素单质。

②通常情况下，氟没有正价，所以氟没有含氧酸。

③溶解性：通常情况下，除F2外，卤素单质在水中的溶解度都不大，但是均易溶于有机溶剂。

④卤素单质都有毒，液溴易挥发，保存时常用水密封。

1．下列说法中，正确的是()
A．碱金属单质的化学性质活泼，易从盐溶液中置换出其他金属
B．碱金属单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物
C．随核电荷数增加，碱金属单质熔、沸点降低
D．碱金属的原子半径越大，越易失电子，其还原性越弱
C[K、Na等活泼的碱金属先和水反应，生成强碱，而不是与盐溶液发生置换
反应，故A错误；金属锂在空气中燃烧生成氧化锂，故B错误；碱金属的原子半径越大，原子核对最外层电子的吸引能力越弱，则越易失电子，其还原性越强，故D错误。

]
2．关于卤素(用X表示)的下列叙述正确的是()
A．卤素单质与水反应均可用X2＋H2O===HXO＋HX表示
B．还原性：Cl－>Br－
C．卤素单质的密度从F2→I2随相对分子质量增大而增大
D．F2可以从NaCl溶液中置换出Cl2
C[F2与水反应置换出H2O中的O生成O2，F是非金属性最强的元素，遇盐溶液先与水反应，故A、D错误；非金属性：Cl>Br，则还原性：Br－>Cl－，B错误；卤素单质的密度：F2→I2随相对分子质量增大而增大，C正确。

]
(1)活泼金属Na、K等易与水反应置换出H2，不能置换出盐溶液中的金属。

如CuSO4＋2Na＋2H2O===Na2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑。

(2)活泼非金属单质F2易与水反应置换出O2，不能从含Cl－、Br－、I－的溶液中置换出Cl2、Br2、I2。

硅及其化合物的特性
半导体材料特指导电能力介于导体和绝缘体之间的一类材料。

硅是常温下化学性质稳定的半导体材料，主要用于制造芯片和太阳能电池。

自然界中没有游离态的硅。

工业上，用焦炭在电炉中还原二氧化硅得到含有少量杂质的粗硅；将粗硅提纯后，可以得到用作半导体材料的高纯硅。

1．作为非金属单质，Si与前面探讨的非金属单质O2、Cl2、S、C、N2、Br2等的性质类似吗？
提示：常温下，硅的化学性质不活泼，只与F2、HF、强碱(如NaOH)溶液反应，加热条件下能和大多数金属反应，也可与非金属O2、C、Cl2等反应，这是Si与O2、Cl2、Br2等的不同之处。

2．从物质的分类看SiO2属于哪一类？可能具有什么性质？
提示：SiO2属于酸性氧化物；它具有酸性氧化物的通性——能与碱、碱性氧化物等反应。

3．“硅酸可以由硅酸钠与盐酸、硫酸等反应制得”，则将少量CO2通入Na2SiO3溶液会发生反应吗？为什么？
提示：会发生反应生成硅酸，反应的化学方程式为H2O＋CO2＋Na2SiO3===Na2CO3＋H2SiO3↓，因为C和Si同主族，而C的非金属性比Si强，因此硅酸的酸性比碳酸的还弱，上述反应符合强酸制弱酸的原理。

硅及其化合物的特性
1．硅的特性
(1)一般情况下，非金属单质熔、沸点低，硬度小，但晶体硅熔、沸点高，硬度大；非金属单质一般不导电，但Si为半导体，有一定的导电能力。

(2)非金属单质一般不跟非氧化性酸反应，但Si却能与HF反应：Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑。

(3)Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：SiO2＋2C Si＋2CO↑。

(4)非金属单质跟碱液的反应一般非金属单质既作氧化剂又作还原剂，且无H2放出，但Si与碱液(如NaOH溶液)反应只作还原剂，且放出H2：Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑。

2．硅的化合物的特性
(1)SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接用它与水反应来制取H2SiO3。

(2)非金属氧化物的熔、沸点一般较低，但SiO2的却很高。

(3)酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O。

(4)H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以有Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3，但在高温下Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑也能发生，原因是CO2是低沸点、易挥发的气体，SiO2是高沸点、难挥发的固体。

(5)无机酸一般易溶于水，但H2SiO3却难溶于水。

且易分解：H2SiO3 △ SiO2＋H2O↑。

1．下列关于硅的说法不正确的是()
A．硅是非金属元素，但它的单质是灰黑色有金属光泽的固体
B．硅的导电性能介于金属和绝缘体之间，是良好的半导体材料
C．硅的化学性质不活泼，常温下不与任何物质发生反应
D．当加热到一定温度时，硅能与氧气、氢气等非金属反应
C[常温下，硅可与氟气、氢氟酸、强碱溶液反应，故C错误。

]
2．下列物质：①水；②氢氟酸；③烧碱溶液；④浓硫酸；⑤氧化钙；⑥浓硝酸；
⑦碳酸钠固体。

其中，在一定条件下能与SiO2反应的是()
A．②③⑤⑦B．①③⑤⑥
C．①④⑥D．全部
A[SiO2不与水、浓硫酸、浓硝酸反应，与氢氟酸反应的化学方程式为SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O，与烧碱溶液反应的化学方程式为SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O，与氧化钙反应的化学方程式为SiO2＋
CaO 高温
CaSiO3，与碳酸钠固体反应的化学方程式为SiO2＋
Na2CO3高温
Na2SiO3＋CO2↑。

]
工业上制备高纯硅，一般需要先制得纯度为98%左右的粗硅，再以其为原料制备高纯硅。

例如，可以将粗硅转化为三氯硅烷(SiHCl3)，再经氢气还原得到高纯硅。

其中涉及的主要化学反应为
SiO2＋2C Si＋2CO↑
Si＋3HCl 300 ℃ SiHCl3＋H2
SiHCl3＋H2 1 100℃ Si＋3HCl
(1)同主族元素，随核电荷数的增加：
①元素原子得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强。

②元素最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。

③气态氢化物稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

④单原子离子的还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱。

(2)预测硅、SiO2的性质：
①硅元素是第3周期ⅣA族的非金属元素，原子得电子能力较弱。

②SiO2是酸性氧化物，但不能与水直接反应生成对应的含氧酸(H2SiO3)。

SiO2可以与碱、碱性氧化物、HF反应。

1．下列说法中错误的是()
A．钠的金属性比镁强
B．溴的非金属性比氯弱
C．硝酸的酸性比磷酸弱
D．气态氢化物的热稳定性：H2S＜HCl
C[N的非金属性强于P，故酸性HNO3＞H3PO4。

]
2．碲(Te)是52号元素，位于元素周期表中ⅥA族，处于金属区与非金属区的交界线上。

下列叙述中错误的是()
A．碲的单质具有半导体的性能
B．碲化氢(H2Te)比H2S更稳定
C．碲可在空气中燃烧生成二氧化碲(TeO2)
D．H2TeO4的酸性比H2SO4弱
B[Te元素在元素周期表的第5周期ⅥA族，处于金属区与非金属区的交界线上，有半导体的性能，A正确；同主族元素自上而下原子得电子能力减弱，则氢化物稳定性H2Te<H2S，B错误；最高价氧化物对应水化物的酸性H2TeO4<H2SO4，D正确；ⅥA族元素(R)在空气中燃烧都能生成RO2，C正确。

]
3．随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是()
A．单质的熔、沸点逐渐降低
B．卤素离子的还原性逐渐增强
C．气态氢化物的稳定性逐渐增强
D．单质与氢气化合的能力逐渐增强
B[卤族元素从上到下，单质的状态：气→气→液→固，故卤素单质的熔、沸点逐渐升高，A错；卤族元素从上到下，单质的氧化性逐渐减弱，卤素离子的还原性逐渐增强，B正确；卤族元素从上到下，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，C错；卤族元素从上到下，单质与H2反应的困难程度越来越高，故与H2化合的能力逐渐减弱，D错。

]
4．下列有关说法中正确的是()
A．硅是非金属元素，与任何酸都不发生反应
B．SiO2溶于水生成硅酸，其水溶液显酸性
C．硅的性质很稳定，但在自然界中不存在游离态
D．二氧化硅是酸性氧化物，可以与碱反应，但是不能与酸反应
C[Si可与HF反应，A错，SiO2不溶于水，B错，SiO2也可与HF反应，D 错。

]
5．碱金属元素是指ⅠA族中除H以外的金属元素，完成下列问题：
(1)下列有关比较不正确的是________(填序号)。

①原子半径：K>Na>Li
②单质还原性：K>Na>Li
③离子氧化性：Cs＋>Rb＋>K＋
④碱性：LiOH<NaOH<KOH
(2)铯位于元素周期表第6周期ⅠA族，根据铯在元素周期表中的位置，推断下列内容：
①铯原子核外共有________个电子层，最外层电子数为________。

②铯单质与水剧烈反应，放出________色气体，生成的溶液可使紫色石蕊溶液显________色。

③预测铯单质的还原性比钠单质的还原性________(填“弱”或“强”)。

[解析](1)依照同主族元素性质递变规律进行分析，随着原子序数逐渐增大，原子半径逐渐增大，①正确；原子失电子能力逐渐增强，单质还原性逐渐增强，②正确；离子的氧化性逐渐减弱，则氧化性Cs＋<Rb＋<K＋，③错误；最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，④正确。

(2)①由题意可知，铯原子核外有6个电子层，最外层电子数为1。

②铯与钠化学性质相似，2Cs＋2H2O===2CsOH＋H2↑，生成H2，CsOH是强碱，能使紫色石蕊溶液变蓝。

③根据同主族元素性质递变规律，铯单质的还原性比钠单质的强。

[答案](1)③(2)①61②无蓝③强
新知探究课固基练(六)研究同主族元素的性质预测元素及其化合物的性质
1．已知硒元素与氧元素同族，与钙元素同周期。

下列关于硒的描述不正确的是()
A．原子序数为24
B．最高价氧化物是SeO3，是酸性氧化物
C．原子半径比钙小
D．气态氢化物的化学式是H2Se，稳定性比HCl差
A[硒的原子序数为8＋8＋18＝34。

]
2．下列关于卤族元素性质的变化规律，描述不正确的是()
①颜色深浅：I2>Br2>Cl2>F2
②氧化性：I2<Br2<Cl2<F2。