2026年河西区人教版高中化学必修第2单元元素周期律测试卷及答案

2026年河西区人教版高中化学必修第2单元元素周期律测试卷及答案第1页共1页2026年河西区人教版高中化学必修第2单元元素周期律测试卷及答案一、单项选择题（共10小题，每题2分）1.在元素周期表中，同一主族元素从上到下，下列性质不发生递变的是A.原子半径B.化合价C.金属性D.非金属性参考答案：B2.下列元素中，其最高价氧化物对应水化物碱性最强的是A.NaB.MgC.AlD.Si参考答案：A3.根据元素周期律，预测下列元素中，第一电离能最小的是A.BeB.BC.CD.N参考答案：C4.下列关于同位素的叙述，正确的是A.同位素是质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子B.同位素的质量数相同C.同位素的化学性质完全不同D.同位素在自然界中一定大量共存参考答案：A5.下列元素中，属于金属元素的是A.OB.FC.NaD.Cl参考答案：C6.下列化合物中，属于离子化合物的是A.CO2B.H2OC.NaClD.CH4参考答案：C7.根据元素周期律，下列元素中，最易形成氢化物的是A.NaB.MgC.AlD.Si参考答案：D8.下列关于原子结构的叙述，正确的是A.原子核内的质子数等于中子数B.原子核内的质子数等于电子数C.原子核外的电子数等于中子数D.原子核内的中子数等于电子数参考答案：B9.下列元素中，属于非金属元素的是A.KB.CaC.AlD.S参考答案：D10.根据元素周期律，下列元素中，电负性最大的是A.LiB.BeC.BD.C参考答案：D二、填空题（共10小题，每题2分）1.在元素周期表中，同一主族元素从上到下，原子半径逐渐______。参考答案：增大2.下列元素中，电负性最大的是______。参考答案：F3.氢化钠（NaH）与水反应生成______和氢气。参考答案：氢氧化钠4.硫（S）位于元素周期表的______周期。参考答案：第三5.钠（Na）与氯（Cl）形成离子键，钠原子失去______个电子。参考答案：16.氧化铝（Al₂O₃）是一种两性氧化物，它能与______和强碱反应。参考答案：强酸7.在元素周期表中，同一周期从左到右，元素的第一电离能逐渐______。参考答案：增大8.氯化钠（NaCl）的晶体类型属于______。参考答案：离子晶体9.碳酸钙（CaCO₃）在高温下分解生成______和二氧化碳。参考答案：氧化钙10.硫酸（H₂SO₄）是一种强酸，它具有______、______和______等性质。参考答案：吸水性强氧化性酸性三、判断题（共10小题，每题2分）1.同主族元素从上到下，原子半径逐渐减小。参考答案：×2.F、Cl、Br、I四种元素中，F的非金属性最强。参考答案：√3.元素的原子最外层电子数越多，其金属性越强。参考答案：×4.O₂和S₂都是非极性分子。参考答案：√5.Na₂O和Na₂O₂都是离子化合物。参考答案：√6.Al³⁺的电子式为[Ne]3s²3p⁶。参考答案：×7.Cl₂与NaOH溶液反应生成Cl⁻、ClO⁻和H₂O。参考答案：√8.碱金属从上到下，其单质的熔点逐渐升高。参考答案：×9.CO₂和SiO₂都属于酸性氧化物。参考答案：√10.碳酸钠溶液呈碱性，是因为CO₃²⁻水解产生OH⁻。参考答案：√四、简答题（共8小题，每题2分）1.简述元素周期律的内涵。参考答案：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。2.说明同一周期内，从左到右元素的金属性和非金属性是如何变化的？参考答案：在同一周期内，从左到右，随着原子序数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，原子半径逐渐减小。同时，原子核的正电荷数增加，对外层电子的束缚能力增强，失电子能力减弱，得电子能力增强，因此金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。3.列举第三周期中，原子半径最小的元素及其原因。参考答案：第三周期中，原子半径最小的元素是氯（Cl）。原因：在同一周期内，从左到右，随着原子序数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，原子半径逐渐减小。氯元素位于第三周期的最右侧，其原子核对外层电子的吸引力最强，因此原子半径最小。4.分析为什么碱金属元素从上到下，其熔点逐渐降低？参考答案：碱金属元素从上到下，其熔点逐渐降低的原因是：碱金属元素的外层电子都只有一个，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，金属键逐渐减弱，因此熔点逐渐降低。5.简述卤素元素单质从上到下，其性质变化的主要趋势。参考答案：卤素元素单质从上到下，其性质变化的主要趋势是：原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，单质的熔沸点逐渐升高，氧化性逐渐减弱。6.解释为什么同一主族元素的最高价氧化物对应的水化物，其碱性从上到下逐渐增强？参考答案：同一主族元素的最高价氧化物对应的水化物，其碱性从上到下逐渐增强的原因是：同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，因此最高价氧化物对应的水化物的碱性从上到下逐渐增强。7.列举第二周期中，电负性最大的元素及其原因。参考答案：第二周期中，电负性最大的元素是氟（F）。原因：电负性是原子在形成化学键时吸引电子的能力，同一周期内，从左到右，随着原子序数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，电负性逐渐增强。氟元素位于第二周期的最右侧，其原子核对外层电子的吸引力最强，因此电负性最大。8.说明为什么稀有气体元素性质稳定，难以形成化合物？参考答案：稀有气体元素性质稳定，难以形成化合物的原因是：稀有气体元素的外层电子层都是饱和的，具有稳定的电子结构，因此化学性质非常稳定，难以形成化合物。五、应用题（共8小题，每题3分）1.某化学兴趣小组研究元素周期律，发现元素X和元素Y位于同一主族，元素X的原子序数为12，元素Y的原子序数为20。请根据元素周期律的知识，回答以下问题：（1）写出元素X和元素Y的名称。（2）比较元素X和元素Y的原子半径大小，并说明理由。（3）元素X和元素Y分别形成一种常见的化合物，请写出这两种化合物的化学式，并比较它们的水溶性。参考答案：①元素X为镁，元素Y为钙；②元素Y的原子半径大于元素X的原子半径，因为同主族自上而下原子半径逐渐增大；③元素X形成的化合物为MgO，元素Y形成的化合物为CaO，MgO的熔点高于CaO，且两者都难溶于水。2.现有甲、乙、丙三种溶液，甲溶液是无色透明的，乙溶液是淡黄色的，丙溶液是紫色的。请根据元素周期律的知识，回答以下问题：（1）甲、乙、丙三种溶液分别可能是什么物质？（2）请写出甲、乙、丙三种溶液之间可能发生的化学反应方程式。（3）请说明如何通过实验方法区分甲、乙、丙三种溶液。参考答案：①甲溶液可能是Na₂CO₃，乙溶液可能是FeCl₃，丙溶液可能是CuSO₄；②甲溶液与乙溶液反应的化学方程式为Na₂CO₃+2FeCl₃=2NaCl+Fe₂O₃↓+3HCl，乙溶液与丙溶液反应的化学方程式为FeCl₃+CuSO₄=FeSO₄+CuCl₂↓+3HCl；③可以通过观察溶液颜色区分，无色透明为甲溶液，淡黄色为乙溶液，紫色为丙溶液。3.某元素A的原子最外层电子数为4，次外层电子数为8，该元素可以形成两种常见的化合物，分别为A₂和A₂O₃。请根据元素周期律的知识，回答以下问题：（1）写出元素A的名称。（2）比较A₂和A₂O₃的熔点高低，并说明理由。（3）请写出A₂和A₂O₃与水反应的化学方程式。参考答案：①元素A为碳；②A₂的熔点高于A₂O₃，因为A₂为分子晶体，A₂O₃为离子晶体，分子晶体的熔点通常低于离子晶体；③A₂与水反应的化学方程式为C₂+H₂O=2HCHO，A₂O₃与水反应的化学方程式为C₂O₃+3H₂O=2HCOOH。4.某元素B的原子最外层电子数为1，原子序数为11。请根据元素周期律的知识，回答以下问题：（1）写出元素B的名称。（2）元素B可以形成两种常见的化合物，分别为BCl₃和B₂H₆。请比较BCl₃和B₂H₆的稳定性，并说明理由。（3）请写出BCl₃与水反应的化学方程式。参考答案：①元素B为钠；②BCl₃的稳定性高于B₂H₆，因为BCl₃为共价化合物，B₂H₆为分子晶体，共价化合物的稳定性通常高于分子晶体；③BCl₃与水反应的化学方程式为BCl₃+3H₂O=B(OH)₃↓+3HCl。5.某元素C的原子最外层电子数为6，原子序数为16。请根据元素周期律的知识，回答以下问题：（1）写出元素C的名称。（2）元素C可以形成两种常见的化合物，分别为CO₂和H₂CO₃。请比较CO₂和H₂CO₃的酸性，并说明理由。（3）请写出CO₂与水反应的化学方程式。参考答案：①元素C为硫；②CO₂的酸性弱于H₂CO₃，因为CO₂为非金属氧化物，H₂CO₃为弱酸，非金属氧化物的酸性通常弱于对应的含氧酸；③CO₂与水反应的化学方程式为CO₂+H₂O=H₂CO₃。6.某元素D的原子最外层电子数为7，原子序数为17。请根据元素周期律的知识，回答以下问题：（1）写出元素D的名称。（2）元素D可以形成两种常见的化合物，分别为DF₂和HCl。请比较DF₂和HCl的沸点高低，并说明理由。（3）请写出HCl与水反应的化学方程式。参考答案：①元素D为氯；②DF₂的沸点高于HCl，因为DF₂为分子晶体，分子间存在氢键，HCl为分子晶体，分子间不存在氢键，氢键的存在使得分子晶体的沸点升高；③HCl与水反应的化学方程式为HCl+H₂O=H₃O⁺+Cl⁻。7.某元素E的原子最外层电子数为5，原子序数为15。请根据元素周期律的知识，回答以下问题：（1）写出元素E的名称。（2）元素E可以形成两种常见的化合物，分别为N₂O₅和HNO₃。请比较N₂O₅和HNO₃的氧化性，并说明理由。（3）请写出N₂O₅与水反应的化学方程式。参考答案：①元素E为氮；②N₂O₅的氧化性强于HNO₃，因为N₂O₅为强氧化剂，HNO₃为弱氧化剂，含氧酸的氧化性通常随氧化态升高而增强；③N₂O₅与水反应的化学方程式为N₂O₅+H₂O=2HNO₃。8.某元素F的原子最外层电子数为2，原子序数为4。请根据元素周期律的知识，回答以下问题：（1）写出元素F的名称。（2）元素F可以形成两种常见的化合物，分别为F₂和MgF₂。请比较F₂和MgF₂的熔点高低，并说明理由。（3）请写出MgF₂与水反应的化学方程式。参考答案：①元素F为铍；②MgF₂的熔点高于F₂，因为MgF₂为离子晶体，F₂为分子晶体，离子晶体的熔点通常高于分子晶体；③MgF₂与水反应的化学方程式为MgF₂+2H₂O=Mg(OH)₂↓+2HF。标准答案与解析一、单项选择题1.参考答案：B解析：同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，化合价一般相同。因此，原子半径、金属性、非金属性都发生递变，只有化合价一般不发生递变。选项A、C、D均发生递变，选项B正确。2.参考答案：A解析：元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强。在Na、Mg、Al、Si中，Na的金属性最强，因此其最高价氧化物对应水化物NaOH碱性最强。选项A正确，选项B、C、D错误。3.参考答案：C解析：同一周期元素中，从左到右，第一电离能逐渐增大。但在第IIA族和第VA族，第一电离能比其相邻元素略大。在Be、B、C、N中，C的第一电离能最小。选项C正确，选项A、B、D错误。4.参考答案：A解析：同位素是质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子。同位素的质量数不同，化学性质几乎完全相同，在自然界中可能大量共存，也可能只存在少量。选项A正确，选项B、C、D错误。5.参考答案：C解析：O、F、Cl属于非金属元素，Na属于金属元素。选项C正确，选项A、B、D错误。6.参考答案：C解析：离子化合物是由阴阳离子构成的化合物，共价化合物是由分子构成的化合物。NaCl是由Na+和Cl-构成的离子化合物，CO2、H2O、CH4都是由分子构成的共价化合物。选项C正确，选项A、B、D错误。7.参考答案：D解析：非金属性越强的元素，越易形成氢化物。在Na、Mg、Al、Si中，Si的非金属性最弱，因此Si最易形成氢化物。选项D正确，选项A、B、C错误。8.参考答案：B解析：原子中，原子核内的质子数等于原子核外的电子数，原子核内的质子数不一定等于中子数，原子核外的电子数不一定等于中子数。选项B正确，选项A、C、D错误。9.参考答案：D解析：K、Ca、Al属于金属元素，S属于非金属元素。选项D正确，选项A、B、C错误。10.参考答案：D解析：非金属性越强的元素，电负性越大。在Li、Be、B、C中，C的非金属性最强，因此C的电负性最大。选项D正确，选项A、B、C错误。二、填空题1.参考答案：增大解析：在元素周期表中，同一主族元素从上到下，原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。这是因为电子层数的增加使得原子核对最外层电子的吸引力减弱，原子半径随之增大。2.参考答案：F解析：电负性是元素原子在化学键中吸引电子的能力。在元素周期表中，同一周期从左到右，电负性逐渐增大；同一主族从上到下，电负性逐渐减小。氟（F）是电负性最大的元素，其电负性值为4.0。3.参考答案：氢氧化钠解析：氢化钠（NaH）与水反应生成氢氧化钠（NaOH）和氢气（H₂）。化学方程式为：NaH+H₂O→NaOH+H₂↑。4.参考答案：第三解析：硫（S）的原子序数为16，位于元素周期表的第三周期。第三周期包含的元素从钠（Na）到氩（Ar）。5.参考答案：1解析：钠（Na）位于元素周期表的第一主族，是一种活泼的金属。钠原子最外层有1个电子，在形成离子键时，钠原子失去1个电子形成钠离子（Na⁺）。6.参考答案：强酸解析：氧化铝（Al₂O₃）是一种两性氧化物，它能与强酸和强碱反应。例如，氧化铝与盐酸反应生成氯化铝和水，与氢氧化钠溶液反应生成偏铝酸钠和水。7.参考答案：增大解析：在元素周期表中，同一周期从左到右，原子核外电子层数相同，但原子核电荷数逐渐增多，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，因此元素的第一电离能逐渐增大。但存在一些例外情况，如第IIA族和第VA族元素的第一电离能比相邻元素略大。8.参考答案：离子晶体解析：氯化钠（NaCl）是由钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻）通过离子键结合形成的晶体，其晶体类型属于离子晶体。离子晶体具有高熔点、高沸点、硬度大、易溶于水等性质。9.参考答案：氧化钙解析：碳酸钙（CaCO₃）在高温下分解生成氧化钙（CaO）和二氧化碳（CO₂）。化学方程式为：CaCO₃→CaO+CO₂↑。10.参考答案：吸水性强氧化性酸性解析：硫酸（H₂SO₄）是一种强酸，它具有吸水性、强氧化性和酸性等性质。硫酸的吸水性使其能够吸收空气中的水分，形成发烟硫酸；硫酸的强氧化性使其能够氧化许多金属和非金属；硫酸的酸性使其能够与碱、碱性氧化物和盐反应。三、判断题1.参考答案：×解析：同主族元素从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。题中说法与事实相反。2.参考答案：√解析：同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱。F位于周期表第VIIA族最上方，故非金属性最强。3.参考答案：×解析：金属性强弱与原子最外层电子数有关，但不是绝对关系。通常原子最外层电子数越少，越容易失电子，金属性越强。例如，Na（最外层1个电子）比Mg（最外层2个电子）金属性强。4.参考答案：√解析：O₂和S₂分子中，中心原子周围的电子分布对称，正负电荷中心重合，属于非极性分子。5.参考答案：√解析：Na₂O由Na⁺和O²⁻构成，Na₂O₂由Na⁺和O₂²⁻构成，均含有离子键，属于离子化合物。6.参考答案：×解析：Al³⁺的核外电子排布为[Ne]3s²3p⁶，但离子电子式应表示为[Al]³⁺，题中写法错误。7.参考答案：√解析：Cl₂与NaOH溶液反应的化学方程式为Cl₂+2NaOH=NaCl+NaClO+H₂O，确实生成Cl⁻、ClO⁻和H₂O。8.参考答案：×解析：碱金属从上到下，原子半径逐渐增大，金属键逐渐减弱，单质的熔点逐渐降低。题中说法与事实相反。9.参考答案：√解析：CO₂和SiO₂都能与碱反应生成盐和水，属于酸性氧化物。10.参考答案：√解析：CO₃²⁻水解产生OH⁻，使溶液呈碱性。水解方程式为CO₃²⁻+H₂O⇌HCO₃⁻+OH⁻。四、简答题1.参考答案：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。解析：元素周期律揭示了元素性质（如原子半径、化合价、电负性、金属性、非金属性等）随原子序数增加而呈现周期性变化的规律。这一规律是元素周期表的基础，反映了原子核外电子排布的周期性变化。元素性质的周期性变化是化学家们认识和研究元素性质的重要依据，也是化学学科发展的重要推动力。2.参考答案：在同一周期内，从左到右，随着原子序数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，原子半径逐渐减小。同时，原子核的正电荷数增加，对外层电子的束缚能力增强，失电子能力减弱，得电子能力增强，因此金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。解析：同一周期内，所有元素的原子核外电子层数相同，但原子序数逐渐增加，原子核的正电荷数增加，核对核外电子的吸引力增强，导致原子半径逐渐减小。随着原子序数的增加，原子核对外层电子的束缚能力增强，原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强，因此金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。例如，第一周期中，氢元素具有金属性，氦元素具有非金属性；第二周期中，锂元素具有金属性，氟元素具有非金属性。3.参考答案：第三周期中，原子半径最小的元素是氯（Cl）。原因：在同一周期内，从左到右，随着原子序数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，原子半径逐渐减小。氯元素位于第三周期的最右侧，其原子核对外层电子的吸引力最强，因此原子半径最小。解析：第三周期包括钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）、氩（Ar）等元素。随着原子序数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，原子半径逐渐减小。氯元素位于第三周期的最右侧，其原子序数为17，原子核对外层电子的吸引力最强，因此原子半径最小。4.参考答案：碱金属元素从上到下，其熔点逐渐降低的原因是：碱金属元素的外层电子都只有一个，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，金属键逐渐减弱，因此熔点逐渐降低。解析：碱金属元素包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）等。碱金属元素的外层电子都只有一个，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，金属键逐渐减弱，因此熔点逐渐降低。例如，锂的熔点为180.5℃，钠的熔点为97.8℃，钾的熔点为63.5℃，铷的熔点为39.3℃，铯的熔点为28.44℃，钫的熔点为27.0℃。5.参考答案：卤素元素单质从上到下，其性质变化的主要趋势是：原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，单质的熔沸点逐渐升高，氧化性逐渐减弱。解析：卤素元素包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At）等。卤素元素单质从上到下，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，单质的熔沸点逐渐升高，氧化性逐渐减弱。例如，氟气（F2）的熔点为-219.62℃，沸点为-188.14℃；氯气（Cl2）的熔点为-101.5℃，沸点为-34.6℃；溴（Br2）的熔点为-7.2℃，沸点为59℃；碘（I2）的熔点为113.5℃，沸点为184.4℃；砹（At）的熔点约为30℃，沸点约为350℃。6.参考答案：同一主族元素的最高价氧化物对应的水化物，其碱性从上到下逐渐增强的原因是：同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，因此最高价氧化物对应的水化物的碱性从上到下逐渐增强。解析：同一主族元素的最高价氧化物对应的水化物，其碱性从上到下逐渐增强。例如，碱金属元素的最高价氧化物对应的水化物是氢氧化物，其碱性从上到下逐渐增强。锂的氢氧化物（LiOH）的碱性较弱，钠的氢氧化物（NaOH）的碱性较强，钾的氢氧化物（KOH）的碱性更强，铷的氢氧化物（RbOH）的碱性更强，铯的氢氧化物（CsOH）的碱性最强。7.参考答案：第二周期中，电负性最大的元素是氟（F）。原因：电负性是原子在形成化学键时吸引电子的能力，同一周期内，从左到右，随着原子序数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，电负性逐渐增强。氟元素位于第二周期的最右侧，其原子核对外层电子的吸引力最强，因此电负性最大。解析：第二周期包括锂（Li）、铍（Be）、硼（B）、碳（C）、氮（N）、氧（O）、氟（F）、氖（Ne）等元素。电负性是原子在形成化学键时吸引电子的能力，同一周期内，从左到右，随着原子序数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，电负性逐渐增强。氟元素位于第二周期的最右侧，其原子序数为9，原子核对外层电子的吸引力最强，因此电负性最大。8.参考答案：稀有气体元素性质稳定，难以形成化合物的原因是：稀有气体元素的外层电子层都是饱和的，具有稳定的电子结构，因此化学性质非常稳定，难以形成化合物。解析：稀有气体元素包括氦（He）、氖（Ne）、氩（Ar）、氪（Kr）、氙（Xe）、氡（Rn）等。稀有气体元素的外层电子层都是饱和的，具有稳定的电子结构，因此化学性质非常稳定，难以形成化合物。例如，氦（He）和氖（Ne）的外层电子层都是满的，氩（Ar）的外层电子层也是满的，因此它们都不容易形成化合物。氪（Kr）、氙（Xe）和氡（Rn）虽然外层电子层不是满的，但它们形成化合物的能力仍然非常弱。五、应用题1.参考答案：①元素X为镁，元素Y为钙；②元素Y的原子半径大于元素X的原子半径，因为同主族自上而下原子半径逐渐增大；③元素X形成的化合物为MgO，元素Y形成的化合物为CaO，MgO的熔点高于CaO，且两者都难溶于水。解析：本题考查元素周期律的应用。①根据元素周期表，原子序数为12的元素为镁，原子序数为20的元素为钙。②同主族自上而下电子层数增多，原子半径逐渐增大。③镁和钙都位于第IIA族，形成的化合物为氧化物，氧化镁和氧化钙都难溶于水，但氧化镁的熔点高于氧化钙。2.参考答案：①甲溶液可能是Na₂CO₃，乙溶液可能是FeCl₃，丙溶液可能是CuSO₄；②甲溶液与乙溶液反应的化学方程式为Na₂CO₃+2FeCl₃=2NaCl+Fe₂O₃↓+3HCl，乙溶液与丙溶液反应的化学方程式为FeCl₃+CuSO₄=FeSO₄+CuCl₂↓+3HCl；③可以通过观察溶液颜色区分，无色透明为甲溶液，淡黄色为乙溶液，紫色为丙溶液。解析：本题考查元素周期律的应用。①根据溶液颜色，无色透明可能为Na₂CO₃，淡黄色可能为FeCl₃，紫色可能为CuSO₄。②甲溶液为Na₂CO₃，乙溶液为FeCl₃，两者反应生成Fe₂O₃沉淀和HCl；乙溶液为FeCl₃，丙溶液为CuSO₄，两者反应生成CuCl₂和FeSO₄。③根据溶液颜色可以区分三种溶液。3.参考答案：①元素A为碳；②A₂的熔点高于A₂O₃，因为A₂为分子晶体，A₂O₃为离子晶体，分子晶体的熔点通常低于离子晶体；③A₂与水反应的化学方程式为C₂+H₂O=2HCHO，A₂O₃与水反应的化学方程式为C₂O₃+3H₂O=2HCOOH。解析：本题考查元素周期律的应用。①根据元素A的原子结构，最外层电子数为4，次外层电子数为8，元素A为碳。②碳形成的化合物C₂为分子晶体，C₂O₃为离子晶体，分子晶体的熔点通常低于离子晶体。③碳与水反应生成甲醛，C₂