2026年人教版高中化学必修第一册元素周期律专项训练习题及答案

2026年人教版高中化学必修第一册元素周期律专项训练习题及答案第1页共1页2026年人教版高中化学必修第一册元素周期律专项训练习题及答案一、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，下列性质中逐渐减弱的是？A.原子半径B.第一电离能C.化合价D.金属性参考答案：B2.下列元素中，第一电离能最低的是？A.NaB.MgC.AlD.Si参考答案：A3.根据元素周期律，下列叙述中正确的是？A.F比Cl的非金属性强，因此F的氢化物比Cl的氢化物更稳定B.Na比K的金属性强，因此Na的单质比K的单质更活泼C.O比S的非金属性强，因此O的最高价氧化物对应水化物的酸性比S的强D.C比Si的非金属性强，因此C的最高价氧化物对应水化物的酸性比Si的强参考答案：D4.下列关于元素周期表的说法中，错误的是？A.元素周期表是按原子序数递增的顺序排列的B.元素周期表共有七个周期C.元素周期表共有18个族D.第VIII族元素包括铁、钴、镍参考答案：D5.下列元素中，最易形成离子化合物的是？A.CB.NC.OD.Na参考答案：D6.在元素周期表中，位于金属和非金属分界线附近的元素，通常具有的性质是？A.金属性强B.非金属性强C.既具有金属性又具有非金属性D.化学性质稳定参考答案：C7.下列关于原子结构的说法中，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：B8.下列元素中，原子半径最小的是？A.ClB.SC.SeD.Br参考答案：A9.根据元素周期律，下列叙述中正确的是？A.F比Cl的非金属性强，因此F的单质可以与Cl的单质发生置换反应B.Na比K的金属性强，因此Na的单质可以与K的单质发生置换反应C.O比S的非金属性强，因此O的单质可以与S的单质发生置换反应D.C比Si的非金属性强，因此C的单质可以与Si的单质发生置换反应参考答案：C10.下列关于元素周期律的应用的说法中，错误的是？A.可以根据元素周期律预测元素的性质B.可以根据元素周期律寻找新的元素C.可以根据元素周期律解释元素的性质D.可以根据元素周期律改变元素的性质参考答案：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______，金属性逐渐______，非金属性逐渐______。参考答案：增大,增强,减弱2.某元素原子的核外电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹，该元素位于元素周期表中的______周期，______族。参考答案：第四,VB3.根据元素周期律，下列元素中，第一电离能最小的是______（填元素符号），最外层电子数最多的是______（填元素符号）。参考答案：Cs,F4.碱金属元素从上到下，其单质与水反应的剧烈程度逐渐______，原因是______。参考答案：增强,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5.氧族元素中，氧化性最强的氧化物是______，其化学式为______。参考答案：O₃,O₃6.根据元素周期律，预测第118号元素最外层电子数为______，它可能位于元素周期表中的______区。参考答案：8,p7.在元素周期表中，位于金属和非金属分界线附近的元素通常具有______性，可用于制______。参考答案：半导体,半导体8.碳和硅位于元素周期表的同一主族，但碳的非金属性比硅强，原因是______。参考答案：原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强9.根据元素周期律，下列离子中，半径最小的是______（填离子符号），最易失去电子的是______（填离子符号）。参考答案：F⁻,K⁺10.在元素周期表中，同一周期内，从左到右，元素的第一电离能逐渐______，原因是______。参考答案：增大,原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强三、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.非金属性越强的元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。参考答案：√3.氧化还原反应中，得电子化合价降低的物质是还原剂。参考答案：√4.碱金属元素从上到下，金属性逐渐增强，其单质与水反应越来越剧烈。参考答案：√5.元素的原子最外层电子数等于8个时，该原子一定达到稳定结构。参考答案：×6.阴离子的半径一定大于其对应原子的半径。参考答案：√7.化合物中，非金属元素之间可能形成离子键。参考答案：×8.原子序数越大，原子核对核外电子的吸引力一定越强。参考答案：×9.分子晶体的熔沸点一定低于离子晶体的熔沸点。参考答案：×10.同周期主族元素中，从左到右，元素的第一电离能一定逐渐增大。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，从左到右元素金属性逐渐减弱的原因。参考答案：同一周期内，从左到右元素金属性逐渐减弱的原因是原子序数递增，原子核对外层电子的吸引力增强，导致原子半径减小，外层电子更难失去，因此金属性减弱。3.列举第三周期中非金属性最强的元素，并简述其性质。参考答案：第三周期中非金属性最强的元素是氯（Cl），其性质包括：氯气（Cl₂）是黄绿色气体，有刺激性气味；氯气具有强氧化性，能与金属、非金属和非金属氧化物反应；氯化氢（HCl）是强酸；氯化钠（NaCl）是食盐的主要成分。4.分析为什么碱金属元素从上到下，其单质与水反应的剧烈程度逐渐增强。参考答案：碱金属元素从上到下，其单质与水反应的剧烈程度逐渐增强的原因是原子半径逐渐增大，外层电子离原子核更远，受到的束缚更弱，因此更容易失去电子，金属性增强，与水反应更剧烈。5.简述卤素元素从上到下，其氢化物稳定性逐渐减弱的原因。参考答案：卤素元素从上到下，其氢化物稳定性逐渐减弱的原因是原子半径逐渐增大，键长增加，键能减小，因此氢化物更易分解。6.解释为什么在同一主族中，从上到下元素的第一电离能逐渐减小。参考答案：在同一主族中，从上到下元素的第一电离能逐渐减小的原因是原子半径逐渐增大，外层电子离原子核更远，受到的束缚更弱，因此更容易失去电子，第一电离能减小。7.列举第一周期中所有元素，并简述其特殊性。参考答案：第一周期中所有元素是氢（H）和氦（He），其特殊性在于氢元素是最轻的元素，具有独特的化学性质，氦元素是唯一不参与化学反应的元素，具有稳定的电子结构。8.说明元素周期律的发现对化学发展的重要意义。参考答案：元素周期律的发现对化学发展的重要意义在于：①揭示了元素性质变化的内在规律性，为化学元素分类提供了理论依据；②预测了新元素的存在和性质，促进了化学元素的研究；③为化学教学和科研提供了指导，推动了化学学科的发展。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，发现第三周期中钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯元素的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强。请结合元素周期律解释这种现象的原因，并写出这七种元素最高价氧化物对应水化物的化学式。参考答案：第三周期中，从左到右，原子核外电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，导致原子得电子能力逐渐增强，因此最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强。这七种元素最高价氧化物对应水化物的化学式分别为：NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3、H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4。2.已知短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置关系如图所示（X在第二周期，Y、Z在第三周期，且Y与Z相邻），X的单质是空气中含量最多的气体，Y的原子最外层电子数是次外层的3倍。请回答：①写出元素X、Y、Z的名称。②写出Y与氢氧化钠溶液反应的化学方程式。③比较X、Y、Z三种元素氢化物的稳定性，并说明理由。参考答案：①元素X为氮，元素Y为硫，元素Z为氯。②Y与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为：2NaOH+SO2=Na2SO3+H2O。③X、Y、Z三种元素氢化物的稳定性顺序为：NH3H2SHCl，理由是：非金属性越强，氢化物越稳定。非金属性NSCl，因此氢化物的稳定性顺序为NH3H2SHCl。3.现有甲、乙、丙三种短周期元素的单质，甲是地壳中含量最多的金属元素，乙的单质在常温下是液态，丙与甲、乙形成的化合物分别是Na2O和H2O。请回答：①写出元素甲、乙、丙的名称。②写出甲与乙形成的化合物与丙形成的化合物反应的化学方程式。③比较甲、乙、丙三种元素最高价氧化物对应水化物的碱性，并说明理由。参考答案：①元素甲为铝，元素乙为氧，元素丙为氢。②甲与乙形成的化合物与丙形成的化合物反应的化学方程式为：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑。③甲、乙、丙三种元素最高价氧化物对应水化物的碱性顺序为：NaOHAl(OH)3H2O，理由是：金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。金属性NaAlH，因此碱性顺序为NaOHAl(OH)3H2O。4.某同学用实验探究钠、镁、铝三种金属与水或酸反应的剧烈程度。请回答：①写出钠与水反应的化学方程式，并描述实验现象。②写出镁与稀盐酸反应的化学方程式，并比较镁与铝与稀盐酸反应的剧烈程度差异，说明原因。③根据实验现象，判断这三种金属的活泼性顺序，并说明依据。参考答案：①钠与水反应的化学方程式为：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑，实验现象为：钠浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出嘶嘶声，有气泡产生。②镁与稀盐酸反应的化学方程式为：Mg+2HCl=MgCl2+H2↑，镁与铝与稀盐酸反应的剧烈程度差异为：镁与稀盐酸反应比铝与稀盐酸反应剧烈，原因是：镁比铝活泼。③这三种金属的活泼性顺序为：NaMgAl，依据是：金属与水或酸反应越剧烈，金属越活泼。5.已知元素R的原子最外层电子数是次外层电子数的1/5，且R的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之和为8。请回答：①写出元素R的名称。②写出R与氢气反应生成气态氢化物的化学方程式。③比较R的气态氢化物与水反应的产物，并说明理由。参考答案：①元素R为硫。②R与氢气反应生成气态氢化物的化学方程式为：H2+S=H2S。③R的气态氢化物与水反应的产物为：H2S+H2O=H2S(aq)+H3O+，理由是：硫的非金属性较弱，H2S是弱酸，与水反应生成亚硫酸和氢离子。6.某化学小组用如图所示装置研究氯气与金属钠、镁、铝的反应。请回答：①写出装置中发生反应的化学方程式。②比较钠、镁、铝与氯气反应的剧烈程度差异，说明原因。③根据实验现象，判断这三种金属的活泼性顺序，并说明依据。参考答案：①装置中发生反应的化学方程式为：2Na+Cl2=2NaCl，Mg+Cl2=MgCl2，2Al+3Cl2=2AlCl3。②钠、镁、铝与氯气反应的剧烈程度差异为：钠与氯气反应最剧烈，镁次之，铝最弱，原因是：金属性NaMgAl。③这三种金属的活泼性顺序为：NaMgAl，依据是：金属与氯气反应越剧烈，金属越活泼。7.已知元素W、X、Y、Z在元素周期表中的位置关系如图所示（W在第二周期，X、Y、Z在第三周期，且X与Y相邻，Y与Z相邻），W的单质是空气中含量最多的气体，X的原子最外层电子数是次外层的3倍，Y的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之和为6。请回答：①写出元素W、X、Y、Z的名称。②写出Y与氢氧化钠溶液反应的化学方程式。③比较X、Y、Z三种元素最高价氧化物对应水化物的酸性，并说明理由。参考答案：①元素W为氮，元素X为硫，元素Y为磷，元素Z为氯。②Y与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为：4NaOH+P4+3H2O=4NaH2PO2+6H2↑。③X、Y、Z三种元素最高价氧化物对应水化物的酸性顺序为：H2SO4H3PO4HClO4，理由是：非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。非金属性SPCl，因此酸性顺序为H2SO4H3PO4HClO4。8.某化学兴趣小组用实验探究硫、磷、氯三种非金属单质与氢气反应的剧烈程度。请回答：①写出硫与氢气反应生成气态化合物的化学方程式，并描述实验现象。②写出磷与氢气反应生成固态化合物的化学方程式，并比较磷与硫与氢气反应的剧烈程度差异，说明原因。③根据实验现象，判断这三种非金属单质的活泼性顺序，并说明依据。参考答案：①硫与氢气反应生成气态化合物的化学方程式为：H2+S=H2S，实验现象为：产生淡黄色固体。②磷与氢气反应生成固态化合物的化学方程式为：4P+6H2=2PH4，实验现象为：产生白色固体。③这三种非金属单质的活泼性顺序为：Cl2SP，依据是：非金属性越强，单质与氢气反应越剧烈。非金属性ClSP，因此活泼性顺序为Cl2SP。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，第一电离能逐渐减小，化合价一般相同，金属性逐渐增强。因此，逐渐减弱的是第一电离能。2.参考答案：A解析：同一周期元素中，从左到右，第一电离能逐渐增大。但第IIA族和第VA族元素的第一电离能大于其相邻元素。Na位于第IA族，其第一电离能最低。3.参考答案：D解析：F和Cl同主族，F的非金属性比Cl强，但F的氢化物(HF)比Cl的氢化物(HCl)不稳定，因为HF分子间存在氢键。Na和K同主族，K的金属性比Na强，因此K的单质比Na的单质更活泼。O和S同主族，O的非金属性比S强，但O的最高价氧化物对应水化物(H2SO4)的酸性比S的最高价氧化物对应水化物(H2SO3)的强。C和Si同主族，C的非金属性比Si强，因此C的最高价氧化物对应水化物(H2CO3)的酸性比Si的最高价氧化物对应水化物(H2SiO3)的强。4.参考答案：D解析：元素周期表是按原子序数递增的顺序排列的，这是元素周期表的基础。元素周期表共有七个周期，这是元素周期表的结构。元素周期表共有18个族，这是元素周期表的结构。第VIII族元素包括铁、钴、镍，这是元素周期表的内容。因此，说法错误的是D选项。5.参考答案：D解析：C、N、O、Na分别位于第二周期、第二周期、第二周期、第三周期。Na是金属元素，最易形成离子化合物。6.参考答案：C解析：位于金属和非金属分界线附近的元素，通常具有既具有金属性又具有非金属性。7.参考答案：B解析：原子中，原子核内的质子数等于原子核外的电子数，等于原子序数。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。原子核内的中子数不一定等于电子数。8.参考答案：A解析：同一周期元素中，从左到右，原子半径逐渐减小。Cl、S、Se、Br分别位于第三周期、第三周期、第四周期、第四周期。同一主族元素中，从上到下，原子半径逐渐增大。因此，原子半径最小的是Cl。9.参考答案：C解析：F和Cl同主族，F的非金属性比Cl强，因此F的单质可以与Cl的单质发生置换反应，生成Cl2。Na和K同主族，K的金属性比Na强，因此K的单质可以与Na的单质发生置换反应，生成Na。O和S同主族，O的非金属性比S强，因此O2的氧化性比S强，但O2不能与S发生置换反应。C和Si同主族，C的非金属性比Si强，因此C的单质可以与Si的单质发生置换反应，生成Si。10.参考答案：D解析：可以根据元素周期律预测元素的性质、寻找新的元素、解释元素的性质。但根据元素周期律不能改变元素的性质。二、填空题1.参考答案：增大,增强,减弱解析：根据元素周期律，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；金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。这是由于原子核外电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力减弱，导致金属性增强，非金属性减弱。2.参考答案：第四,VB解析：该元素原子的核外电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹，共有4个电子层，最外层有1个电子，位于元素周期表中的第四周期；最外层有5个电子，位于VB族。3.参考答案：Cs,F解析：根据元素周期律，同一主族元素从上到下，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，第一电离能逐渐减小。因此，第一电离能最小的元素是Cs（铯）；最外层电子数最多的元素是F（氟），其最外层有7个电子。4.参考答案：增强,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解析：碱金属元素从上到下，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，导致单质与水反应的剧烈程度逐渐增强。5.参考答案：O₃,O₃解析：氧族元素中，氧化性最强的氧化物是臭氧（O₃），其化学式为O₃。6.参考答案：8,p解析：根据元素周期律，第118号元素位于元素周期表中的第18族，最外层电子数为8，它可能位于元素周期表中的p区。7.参考答案：半导体,半导体解析：在元素周期表中，位于金属和非金属分界线附近的元素通常具有半导体性，可用于制半导体材料。8.参考答案：原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强解析：碳和硅位于元素周期表的同一主族，但碳的原子半径比硅小，原子核对最外层电子的吸引力比硅强，导致碳的非金属性比硅强。9.参考答案：F⁻,K⁺解析：根据元素周期律，离子的半径与其电子层数和核电荷数有关。电子层数越多，半径越大；核电荷数越多，半径越小。F⁻和K⁺具有相同的电子层数，但F⁻的核电荷数比K⁺小，因此F⁻的半径比K⁺小。K⁺最易失去电子，因为它的最外层只有一个电子，失去后达到稳定的惰性气体结构。10.参考答案：增大,原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强解析：在同一周期内，从左到右，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，导致第一电离能逐渐增大。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。该题考查了原子半径的变化规律，需要掌握原子结构对原子半径的影响。2.参考答案：√解析：非金属性越强的元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。这是因为非金属性强的元素，其最高价氧化物中的中心原子对氧原子的吸引能力更强，使得氧原子上的电子云密度更高，从而更容易释放出质子，表现出更强的酸性。该题考查了非金属性与最高价氧化物对应水化物酸性的关系。3.参考答案：√解析：氧化还原反应中，得电子化合价降低的物质是还原剂。还原剂在反应中失去电子，自身化合价升高，而得电子的物质化合价降低，是氧化剂。该题考查了氧化还原反应中还原剂和氧化剂的概念。4.参考答案：√解析：碱金属元素从上到下，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，金属性逐渐增强，其单质与水反应越来越剧烈。该题考查了碱金属元素的性质变化规律。5.参考答案：×解析：元素的原子最外层电子数等于8个时，该原子不一定达到稳定结构。例如，氖气（Ne）的最外层电子数为8个，达到稳定结构；但氧原子（O）的最外层电子数为6个，未达到稳定结构，容易得到2个电子形成稳定结构。该题考查了原子稳定结构的概念。6.参考答案：√解析：阴离子比其对应原子多了一个或多个电子，电子间的排斥力增大，原子核对核外电子的吸引力相对减弱，因此阴离子的半径一定大于其对应原子的半径。该题考查了离子半径与原子半径的关系。7.参考答案：×解析：化合物中，非金属元素之间通常形成共价键，而不是离子键。离子键通常是在金属元素和非金属元素之间形成的。该题考查了化学键的类型及其形成条件。8.参考答案：×解析：原子序数越大，原子核的正电荷数越多，对核外电子的吸引力越强。但是，原子核外电子层数的增加也会使得电子间的排斥力增大，从而减弱原子核对核外电子的吸引力。因此，原子序数越大，原子核对核外电子的吸引力不一定越强。该题考查了原子结构对原子核对核外电子吸引力的影响。9.参考答案：×解析：分子晶体的熔沸点不一定低于离子晶体的熔沸点。例如，碳化硅（SiC）是分子晶体，但其熔点很高，高于许多离子晶体。该题考查了分子晶体和离子晶体的熔沸点比较。10.参考答案：×解析：同周期主族元素中，从左到右，元素的第一电离能一般逐渐增大，但存在例外情况。例如，第IIA族和第VA族元素的第一电离能比其相邻元素要高。该题考查了第一电离能的变化规律及其例外情况。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变化的内在规律性，是化学发展的重要里程碑。其内涵包括元素性质（如原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等）随原子序数递增而呈现周期性变化的现象。这一规律由门捷列夫发现，为化学元素分类、预测新元素性质提供了理论依据。元素周期律的发现基于原子结构的研究，特别是核外电子排布的周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。2.参考答案：同一周期内，从左到右元素金属性逐渐减弱的原因是原子序数递增，原子核对外层电子的吸引力增强，导致原子半径减小，外层电子更难失去，因此金属性减弱。解析：在同一周期内，随着原子序数的增加，原子核的正电荷数增加，对外层电子的吸引力增强，导致原子半径逐渐减小。同时，外层电子离原子核更近，受到的束缚更强，因此失去电子的能力减弱，金属性逐渐减弱。例如，钠（Na）比镁（Mg）具有更强的金属性，因为钠的原子半径更大，外层电子更容易失去。3.参考答案：第三周期中非金属性最强的元素是氯（Cl），其性质包括：氯气（Cl₂）是黄绿色气体，有刺激性气味；氯气具有强氧化性，能与金属、非金属和非金属氧化物反应；氯化氢（HCl）是强酸；氯化钠（NaCl）是食盐的主要成分。解析：第三周期中非金属性最强的元素是氯（Cl），其非金属性强于硫（S）、磷（P）、硅（Si）等元素。氯气（Cl₂）是黄绿色气体，有刺激性气味，具有强氧化性，能与金属反应生成氯化物，与非金属反应生成卤化物，与水反应生成盐酸和次氯酸。氯化氢（HCl）是强酸，氯化钠（NaCl）是食盐的主要成分，这些性质都体现了氯的非金属性。4.参考答案：碱金属元素从上到下，其单质与水反应的剧烈程度逐渐增强的原因是原子半径逐渐增大，外层电子离原子核更远，受到的束缚更弱，因此更容易失去电子，金属性增强，与水反应更剧烈。解析：碱金属元素位于元素周期表的第一主族，从上到下原子序数递增，原子半径逐渐增大，外层电子离原子核更远，受到的束缚更弱，因此更容易失去电子，金属性逐渐增强。例如，锂（Li）与水反应较缓和，而铯（Cs）与水反应非常剧烈，生成氢气和氢氧化铯，并放出大量热量。5.参考答案：卤素元素从上到下，其氢化物稳定性逐渐减弱的原因是原子半径逐渐增大，键长增加，键能减小，因此氢化物更易分解。解析：卤素元素位于元素周期表的第七主族，从上到下原子序数递增，原子半径逐渐增大，键长增加，键能减小，因此氢化物（如HF、HCl、HBr、HI）的稳定性逐渐减弱。例如，氢氟酸（HF）是最稳定的卤化氢，而氢碘酸（HI）是最不稳定的卤化氢，容易分解。6.参考答案：在同一主族中，从上到下元素的第一电离能逐渐减小的原因是原子半径逐渐增大，外层电子离原子核更远，受到的束缚更弱，因此更容易失去电子，第一电离能减小。解析：在同一主族中，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，外层电子离原子核更远，受到的束缚更弱，因此更容易失去电子，第一电离能逐渐减小。例如，碱金属元素的第一电离能从锂（Li）到铯（Cs）逐渐减小，因为铯的原子半径更大，外层电子更容易失去。7.参考答案：第一周期中所有元素是氢（H）和氦（He），其特殊性在于氢元素是最轻的元素，具有独特的化学性质，氦元素是唯一不参与化学反应的元素，具有稳定的电子结构。解析：第一周期中只有两种元素，氢（H）和氦（He）。氢元素是最轻的元素，具有独特的化学性质，可以形成多种同素异形体，如H₂、H₃、H⁴等。氦元素是唯一不参与化学反应的元素，具有稳定的电子结构，其最外层电子层已满，因此非常稳定。8.参考答案：元素周期律的发现对化学发展的重要意义在于：①揭示了元素性质变化的内在规律性，为化学元素分类提供了理论依据；②预测了新元素的存在和性质，促进了化学元素的研究；③为化学教学和科研提供了指导，推动了化学学科的发展。解析：元素周期律的发现是化学发展的重要里程碑，由门捷列夫于1869年提出，揭示了元素性质变化的内在规律性，为化学元素分类提供了理论依据。元素周期律的发现不仅解释了已知元素的性质，还预测了新元素的存在和性质，促进了化学元素的研究。此外，元素周期律的发现为化学教学和科研提供了指导，推动了化学学科的发展。五、应用题1.参考答案：第三周期中，从左到右，原子核外电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，导致原子得电子能力逐渐增强，因此最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强。这七种元素最高价氧化物对应水化物的化学式分别为：NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3、H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4。解析：本题考查元素周期律的应用。第三周期中，从左到右，原子核外电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，导致原子得电子能力逐渐增强，因此最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强。具体来说，钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯元素的最高价氧化物对应水化物的化学式分别为：NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3、H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4。其中，NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3是碱，H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4是酸，且酸性逐渐增强。2.参考答案：①元素X为氮，元素Y为硫，元素Z为氯。②Y与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为：2NaOH+SO2=Na2SO3+H2O。③X、Y、Z三种元素氢化物的稳定性顺序为：NH3H2SHCl，理由是：非金属性越强，氢化物越稳定。非金属性NSCl，因此氢化物的稳定性顺序为NH3H2SHCl。解析：本题考查元素周期律的应用。根据题意，X在第二周期，且X的单质是空气中含量最多的气体，因此X为氮。Y的原子最外层电子数是次外层的3倍，因此Y为硫。Y、Z在第三周期，且Y与Z相邻，因此Z为氯。Y与氢氧化钠溶液反应生成亚硫酸钠和水，化学方程式为：2NaOH+SO2=Na2SO3+H2O。非金属性越强，氢化物越稳定。非金属性NSCl，因此氢化物的稳定性顺序为NH3H2SHCl。3.参考答案：①元素甲为铝，元素乙为氧，元素丙为氢。②甲与乙形成的化合物与丙形成的化合物反应的化学方程式为：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑。③甲、乙、丙三种元素最高价氧化物对应水化物的碱性顺序为：NaOHAl(OH)3H2O，理由是：金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。金属性NaAlH，因此碱性顺序为NaOHAl(OH)3H2O。解析：本题考查元素周期律的应用。根据题意，甲是地壳中含量最多的金属元素，因此甲为铝。乙的单质在常温下是液态，因此乙为氧。丙与甲、乙形成的化合物分别是Na2O和H2O，因此丙为氢。甲与乙形成的化合物为氧化铝，丙形成的化合物为水，二者反应生成偏铝酸钠和氢气，化学方程式为：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑。金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。金属性NaAlH，因此碱性顺序为NaOHAl(OH)3H2O。4.参考答案：①钠与水反应的化学方程式为：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑，实验现象为：钠浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出嘶嘶声，有气泡产生。②镁与稀盐酸反应的化学方程式为：Mg+2HCl=MgCl2+H2↑，镁与铝与稀盐酸反应的剧烈程度差异为：镁与稀盐酸反应比铝与稀盐酸反应剧烈，原因是：镁比铝活泼。③这三种金属的活泼性顺序为：NaMgAl，依据是：金属与水或酸反应越剧烈，金属越活泼。解析：本题考查金属与水或酸反应的实验探究。钠与水反应生成氢氧化钠和氢气，化学方程式为：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑，实验现象为：钠浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出嘶嘶声，有气泡产生。镁与稀盐酸反应生成氯化镁和氢气，化学方程式为：Mg+2HCl=MgCl2+H2↑，镁与铝与稀盐酸反应的剧烈程度差异为：镁与稀盐酸反应比铝与稀盐酸反应剧烈，原因是：镁比铝活泼。这三种金属的活泼性顺序为：NaMgAl，依据是：金属与水或酸反应越剧烈，金属越活泼。5.参考答案：①元素R为硫。②R与氢气反应生成气态氢化物的化学方程式为：H2+S=H2S。③R的气态氢化物与水反应的产物为：H2S+H2O=H2S(aq)+H3O+，理由是：硫的非金属性较弱，H2S是弱酸，与水反