元素周期表的应用

元素周期表的应用

第1课时认识同周期元素性质的递变规律一、第3周期元素原子得失电子能力的比较1.钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较（1）实验探究①实验图示：a.与水反应：b.与酸反应：②置换氢气。实验置换氢气的难易顺序与水反应Na__Mg与酸反应Mg__Al>>③镁、铝氢氧化物性质的比较（用化学方程式表示）。a.MgCl2溶液中加入NaOH溶液：________________________________________。b.AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液：__________________________________；________________________________MgCl2+2NaOH====Mg（OH）2↓+2NaClAlCl3+3NaOH====Al（OH）3↓+3NaClAl（OH）3+NaOH====Na[Al（OH）4]；离子方程式：

_________________________；_______________________________。

Al（OH）3具有两性，既能与碱反应，也能与酸反应，如与盐酸反应：______________________________；离子方程式：

______________________________。结论：碱性强弱顺序为_______________________。Al3++3OH-====Al（OH）3↓Al（OH）3+3HCl====AlCl3+3H2OAl（OH）3+3H+====Al3++3H2OMg（OH）2>Al（OH）3Al（OH）3+OH-====[Al（OH）4]-2.钠、镁、铝失电子能力的比较钠、镁、铝失电子能力由强到弱的顺序依次为____________。Na>Mg>Al【巧判断】（1）碱性：NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3，故还原性：Na>Mg>Al。（）提示：√。由最高价氧化物的碱性NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3，可以得出失电子能力Na>Mg>Al。（2）熔点、硬度：Al>Na，故金属性：Na>Al。（）提示：×。熔点、硬度属于物理性质，而金属性属于化学性质，二者没有必然的联系。（3）同一周期元素的原子，半径越小越容易失去电子。（）提示：×。原子半径越小，原子核对外层电子的吸引力越大，越不容易失去电子。3.硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较元素SiPSCl单质与H2化合的条件高温较高温度需加热___________

气态氢化物的稳定性SiH4很不稳定PH3不稳定H2S较不稳定HCl稳定

点燃或光照元素SiPSCl最高价氧化物SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物的酸性H4SiO4或H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强无机酸

结论从Si到Cl，元素得电子能力逐渐_____增强【情境·思考】铁在氯气中燃烧生成FeCl3，铁粉与硫粉反应生成FeS，请从原子结构角度解释原因。提示：由于S和Cl位于同一周期，电子层数相同，原子半径r（Cl）<r（S），因此Cl的得电子能力强于S，因此Cl2的氧化性强于S。二、同周期元素原子的得失电子能力的变化规律及原因1.变化规律同周期从左到右，元素原子的得电子能力_________，失电子能力_________。逐渐增强逐渐减弱2.同周期元素的性质递变的原因同周期元素（稀有气体元素除外）的原子，核外电子层数_____，随着核电荷数的递增：相同【巧判断】（1）PH3的稳定性比SiH4强。（）提示：√。P和Si元素同位于第3周期，P的非金属性比Si强，因此PH3的稳定性比SiH4强。（2）第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。（）提示：×。应该是最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强。（3）同周期元素X、Y，若半径：X>Y，则气态氢化物的稳定性HmX一定大于HnY。（）提示：×。同周期元素X、Y，若半径：X>Y，则原子序数X<Y，因此原子的得电子能力X<Y，故气态氢化物的稳定性HmX一定小于HnY。知识点一同周期原子结构与元素性质的递变规律【重点释疑】项目同周期（从左到右）原子半径逐渐减小主要化合价+1→+7（O、F除外），-4→-1元素原子失电子能力逐渐减弱项目同周期（从左到右）元素原子得电子能力逐渐增强单质氧化性逐渐增强还原性逐渐减弱离子阳离子的氧化性逐渐增强阴离子的还原性逐渐减弱项目同周期（从左到右）气态氢化物稳定性逐渐增强还原性逐渐减弱最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐增强碱性逐渐减弱【易错提醒】同周期元素性质递变的几个易错点（1）相对原子质量随原子序数的递增，不呈周期性变化。（2）根据含氧酸的酸性强弱比较元素非金属性的强弱时，必须是最高价含氧酸。（3）在元素周期表中，无氧酸的酸性变化规律与元素非金属性的变化规律不一致。其规律是左弱右强，上弱下强。如非金属性：S<Cl，酸性：氢硫酸<盐酸；非金属性：F>Cl，而酸性：氢氟酸（HF）<盐酸。（4）

同周期从左到右，金属单质的还原性、非金属阴离子的还原性逐渐减弱；非金属单质的氧化性、金属阳离子的氧化性逐渐增强。【思考·讨论】（1）“同一周期非金属元素对应氧化物水化物的酸性从左到右依次增强”的说法正确吗？为什么？提示：不正确。同一周期，随着原子序数的递增，非金属元素最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）酸性逐渐增强，但低价含氧酸（如HClO）不符合此规律。（2）同周期元素的离子半径从左到右依次减小吗？以第3周期元素的离子半径说明。提示：不是。如第3周期部分元素的离子半径由大到小的顺序为r（P3-）>r（S2-）>r（Cl-）>r（Na+）>r（Mg2+）>r（Al3+）。【案例示范】【典例】同周期三种元素X、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物分别是HXO4、H2YO4、H3ZO4，下列判断正确的是（）A.含氧酸的酸性：HXO4<H2YO4<H3ZO4B.阴离子还原性按X、Y、Z顺序减弱C.气态氢化物稳定性按X、Y、Z顺序减弱D.原子半径按X、Y、Z顺序减小【思维建模】解此类题的常用思路为【解析】选C。HXO4、H2YO4、H3ZO4，X、Y、Z的最高正价分别为+7、+6、+5，所以X、Y、Z的原子序数依次减小，同周期元素自右向左，酸性：H3ZO4<H2YO4<HXO4，A不正确；阴离子的还原性：X-<Y2-<Z3-，B不正确；气态氢化物的稳定性：ZH3<H2Y<HX，C正确；原子半径：X<Y<Z，D不正确。【母题追问】（1）X、Y、Z三种元素能否为第2周期元素？为什么？提示：不能。因为第2周期的F、O不存在最高价氧化物对应的水化物。（2）判断X、Y、Z三种元素单质的氧化性强弱。提示：单质的氧化性为X>Y>Z。根据三种元素的最高价氧化物对应水化物的化学式可以判断三种元素的非金属性为X>Y>Z，因此单质的氧化性为X>Y>Z。（3）判断X、Y、Z三种元素气态氢化物的还原性强弱。提示：气态氢化物的还原性同简单阴离子的还原性相同，因此为ZH3>H2Y>HX。【迁移·应用】（2019·石家庄高一检测）X、Y为同一周期的元素，如果X的原子半径大于Y的原子半径，则下列说法不正确的是（）A.若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于YB.若X、Y均为金属元素，则X的阳离子的氧化性比Y的阳离子的氧化性强C.若X、Y均为非金属元素，则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定D.若X、Y均为非金属元素，则Y的最高价含氧酸的酸性强于X的最高价含氧酸的酸性【解析】选B。X、Y为同一周期元素，X的原子半径大于Y的原子半径，则X的原子序数小于Y的原子序数，即Y在X的右边。依据同周期元素的性质递变规律知，若X、Y均为金属元素，从X到Y，金属性逐渐减弱，元素原子的还原性逐渐减弱，其形成的阳离子氧化性增强，A项正确，B项错误；若X、Y均为非金属元素，同周期元素的非金属性逐渐增强，气态氢化物的稳定性及最高价含氧酸的酸性也逐渐增强，C、D项均正确。【补偿训练】1.（2019·天水高一检测）

下列有关第3周期主族元素的性质，从左到右递变规律不正确的是（）A.原子半径逐渐减小B.电子层数逐渐增多C.最高正化合价逐渐增大D.元素的非金属性逐渐增强【解析】选B。周期表中的各元素原子的电子层数=周期序数，故第3周期的元素，电子层数均为3。2.R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期的元素，下列说法一定正确的是（m、n均为正整数）（）A.若最高价氧化物的水化物R（OH）n为强碱，则W（OH）m也为强碱B.若最高价氧化物的水化物HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素C.若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正化合价为+6D.若X的最高正化合价为+5，则5种元素都是非金属元素【解析】选B。若R、W分别为Na、Mg，Mg（OH）2不是强碱，A错误；若HnXOm为强酸，即X的非金属性强，可知Y的非金属性更强，B正确；若Y的最低化合价为-2，为第ⅥA族元素，则Z在第ⅦA族，最高化合价为+7（氟除外），C错误；若X的最高正化合价为+5，位于第ⅤA族，则R可能为Al，D错误。【素养提升】1868年，门捷列夫经过多年的艰苦探索发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期律。这个规律的发现是继原子—分子论之后，近代化学史上的又一座光彩夺目的里程碑。根据提供的条件推断元素，并按要求填空：（1）已知某元素原子核外有3个电子层，其最外层电子数为7，最高价氧化物的化学式是什么？最高价氧化物对应水化物的化学式是什么？写出其最高价氧化物对应的水化物与NaOH反应的化学方程式。（证据推理与模型认知）提示：原子核外有3个电子层，其最外层电子数为7，是第3周期ⅦA族的Cl，所以最高价氧化物的化学式是Cl2O7，最高价氧化物对应的水化物是HClO4，与NaOH反应的化学方程式是HClO4+NaOH====NaClO4+H2O。（2）第3周期元素，其最外层电子数与电子层数相同。该元素最高价氧化物的化学式是什么？写出最高价氧化物对应水化物与强碱反应的离子方程式。（宏观辨识与微观探析）提示：第3周期中最外层电子数等于电子层数的是Al，所以最高价氧化物的化学式是Al2O3，其对应的水化物与强碱反应的离子方程式是Al（OH）3+OH-====[Al（OH）4]-。（3）原子序数依次递增的同周期四种元素，它们氢化物的质子数与电子数都与Ar相同，这些氢化物的化学式分别是什么？（证据推理与模型认知）提示：质子数与电子数都与Ar相同的氢化物的化学式分别是SiH4、PH3、H2S、HCl。（4）某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，且最高价氧化物中含氧质量分数为60%。则该元素最高价氧化物的化学式是什么？（科学探究与创新意识）提示：最高正价与最低负价的代数和为4的是ⅥA族的元素，所以其最高价氧化物的化学式是XO3，由于其含氧量为60%，则可以计算得到元素为硫，则其最高价氧化物的化学式是SO3。知识点二元素原子得失电子能力的判断依据【重点释疑】1.金属性强弱的判断（1）据元素周期表判断。①同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。②同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。（2）据金属活动性顺序判断。（3）据单质及其化合物的性质判断。①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。②最高价氧化物的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。（4）金属单质间的置换反应：较活泼的金属将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来：如Zn+Cu2+====Zn2++Cu，则金属性：Zn>Cu（但活泼金属与水反应剧烈，在水溶液中不能置换出其他金属单质）。（5）据离子的氧化性强弱判断：金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱。如氧化性：Cu2+>Fe2+，则金属性：Cu<Fe。2.非金属性强弱的判断（1）据元素周期表判断。①同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。②同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。（2）据单质及其化合物的性质判断。①单质与氢气化合越容易（或氢化物越稳定），元素的非金属性越强。②最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。（3）非金属单质间的置换反应：较活泼的非金属将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来：如Cl2+2Br-====2Cl-+Br2，则非金属性：Cl>Br。（4）据离子的还原性强弱判断：非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱。如还原性：Cl-<I-，非金属性：Cl>I。【易错提醒】正确理解元素的金属性和非金属性（1）元素金属性、非金属性的强弱与元素原子失去或得到电子的难易程度有关，与失去或得到电子的数目无关。如Na在反应中易失去1个电子，Al在反应中易失去3个电子，但金属性：Na>Al。（2）不能理解为某元素的金属性越强，则非金属性越弱。例：Na金属性很强，Na没有非金属性；F非金属性强，它没有金属性。（3）通常根据最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸性或碱性的强弱来判断。（4）不能认为失电子难的原子得电子能力一定强。例：He既难失电子，也难得电子。【思考·讨论】（1）元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性越强吗？为什么？提示：不一定。元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，若不是最高价态时，酸性不符合该规律。（2）已知H2S+Cl2====S↓+2HCl，4NH3+3O2====2N2+6H2O，据此能否确定N和O、S和Cl的非金属性强弱？提示：能。H2S+Cl2====S↓+2HCl说明单质的氧化性Cl2>S；4NH3+3O2====2N2+6H2O说明单质的氧化性O2>N2，故非金属性Cl>S，O>N。（4）不能认为失电子难的原子得电子能力一定强。例：He既难失电子，也难得电子。【案例示范】【典例】硫、氯及其化合物对环境有着重要的影响，在化工生产和日常生活中的用途也十分广泛，如用作漂白剂、沉淀剂、农药、化肥等。下列不能说明氯的得电子能力比硫强的事实是（）①HCl比H2S稳定；②HClO氧化性比H2SO4强；③HClO4酸性比H2SO4强；④Cl2能与H2S反应生成S；⑤氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子；⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS。A.②⑤ B.①② C.①②④ D.①③⑤【解题指南】解答本题应注意以下两点：（1）注意元素得电子能力强弱的判断依据；（2）同周期元素非金属性强弱的判断依据。【解析】选A。气态氢化物稳定性越高，非金属性越强，故①可以说明；只有最高价氧化物对应的水化物酸性越强，则非金属性才越强，故②不能说明，③可以说明；Cl2能置换出H2S中的S，故④可以说明；最外层电子数的多少不能说明非金属性的强弱，故⑤不能说明；⑥中Fe与Cl2、S分别反应生成FeCl3、FeS，说明非金属性Cl>S。综上所述，②⑤不能说明氯的得电子能力比硫强的事实。【迁移·应用】1.（2019·东营高一检测）能证明Al的金属性比Mg弱的实验事实是 （）A.Al的导电性比Mg强B.Al的原子半径比Mg小C.Al（OH）3能溶于NaOH溶液，而Mg（OH）2则不能D.Mg（OH）2的溶解度比Al（OH）3的溶解度略大【解析】选C。元素的金属性是指元素原子的失电子能力。金属的导电性、溶解度与元素的金属性强弱无关；原子半径大小不能作为判断元素金属性强弱的依据。2.某兴趣小组同学做了如下实验：实验中能观察到什么现象？能否通过该实验证明氯的非金属性比硫强呢？提示：试管内有浅黄色沉淀生成；能，由于Cl2置换出了单质硫，说明Cl2的氧化性大于S，即氯的非金属性比硫强。【补偿训练】（2019·烟台高一检测）

下列事实能说明Cl比S的非金属性强的是 （）①HCl比H2S稳定；②Cl2能从Na2S溶液中置换出S；③HClO4酸性比H2SO4

的酸性强；④Cl2与Cu反应时生成CuCl2，而S与Cu反应时只能生成Cu2S；⑤形成简单离子时S比Cl得电子多。

A.只有④ B.①②③④C.①②④ D.①②③④⑤【解析】选B。①HCl比H2S稳定，则非金属性Cl>S，①正确；②Cl2能从Na2S溶液中置换出S，说明氯气的氧化性大于S，则非金属性Cl>S，②正确；③HClO4酸性比H2SO4的酸性强，则非金属性Cl>S，③正确；④与Cu反应时Cl2能生成高价铜化合物，S只能生成低价铜化合物，说明氯气的氧化性大于S，则非金属性Cl>S，④正确；⑤得电子多少与非金属性强弱无关，⑤错误；所以①②③④可以说明Cl的非金属性比S强。【课堂回眸】第2课时研究同主族元素的性质一、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（2）对比归纳①相似性：最外层电子数都是__。②递变性：随着核电荷数的增加，电子层数_________，原子半径_________。1逐渐增多逐渐增大2.单质及化合物性质的递变性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_____→原子半径逐渐_____→原子核对最外层电子（1个）的引力逐渐_____→元素原子的失电子能力逐渐_____→元素的金属性逐渐_____。增多增大减弱增强增强【情境·思考】某兴趣小组在实验室中完成了如图所示的实验：（1）请叙述上述实验现象的异同点。提示：相同点有：金属浮在水面上，熔成闪亮的小球，小球四处游动，发出“嘶嘶”的响声；反应后的溶液呈红色。不同点有：钾与水的反应有轻微爆炸声并着火燃烧。（2）你从上述实验能得出什么样的结论？提示：通过上述实验可以得出与水反应剧烈程度：K>Na；金属的活泼性：K>Na。

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）最外层电子数都为__最高正价无___价最低负价都为___价自然界中存在形态全部以_______形式存在7+7-1化合态元素（名称与符号）氟（F）氯（Cl）溴（Br）碘（I）最高价含氧酸无______________气态氢化物______________HClO4HBrO4HIO4HFHClHBrHI2.卤族元素性质的递变性（1）卤族元素单质的物理性质及递变性。单质物理性质F2Cl2Br2I2颜色浅黄绿色_____色_______色_____色状态气体气体液体固体密度逐渐_____熔、沸点逐渐_____黄绿深红棕紫黑增大升高（2）卤素单质的结构及化学性质递变性。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_____→原子半径逐渐_____→原子核对最外层电子的引力逐渐_____→元素原子的得电子能力逐渐_____→元素的非金属性逐渐_____。增多增大减弱减弱减弱【巧判断】（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。 （）提示：×。同主族元素自上至下，碱金属单质的熔、沸点逐渐降低，卤素单质的熔、沸点逐渐增大。（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。（）提示：×。同主族元素随核电荷数的增加，气态氢化物的稳定性逐渐减弱。三、同主族元素性质的递变规律【微思考】你能说明同主族元素性质相似性和递变性的原因吗？提示：同主族元素原子的最外层电子数相同，所以同主族元素性质具有相似性。同主族元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径增大，所以元素原子失电子能力增强，得电子能力减弱，元素的金属性增强，非金属性减弱。知识点一碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性【重点释疑】1.相似性（R表示碱金属元素）2.递变性随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。（1）

（2）碱金属的化学性质及比较【思考·讨论】（1）K比Na活泼，K可以从钠盐溶液中置换出Na吗？为什么？提示：不能。钾与水反应生成KOH和氢气。（2）碱金属的阳离子没有还原性，所以有强氧化性，这句话对吗？为什么？提示：不对。碱金属的阳离子很稳定，不具有强氧化性。

【案例示范】【典例】下列对碱金属性质的叙述中，正确的是（）A.碱金属元素的单质具有强还原性，可置换出硫酸铜溶液中的铜单质B.碱金属单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物C.碱金属单质都能与水反应生成碱和氢气D.碱金属单质的熔、沸点随着原子序数的递增而升高【解题指南】解答本题需注意以下两点：（1）明确碱金属的物理和化学性质；（2）明确碱金属性质上的差异性。【解析】选C。A项，碱金属元素的单质具有强还原性，但活泼的金属易与H2O反应，故不能从盐溶液中置换出不活泼的金属，错误；B项，锂在空气中燃烧生成的是氧化锂，而不是过氧化锂，错误；D项，碱金属单质的熔、沸点随着原子序数的递增而降低，错误；C项，碱金属都能与水反应生成对应的碱和氢气，只是反应越来越剧烈，正确。【误区警示】碱金属元素性质的差异性同主族元素的性质，不但要记住其相似性和递变性，还要注意违背一般规律的特殊性质。（1）碱金属单质的密度逐渐增大，但K单质的密度小于Na；Na、K都可以保存在煤油中，但Li不能保存在煤油中，而应保存在石蜡中。（2）碱金属元素只有Li与O2反应生成Li2O一种产物，其他与O2反应的产物至少有两种。（3）碱金属元素的最高价氧化物对应的水化物中只有LiOH微溶，其他均为易溶于水的碱。

【迁移·应用】关于碱金属元素的说法中正确的是（）A.ⅠA族元素都是碱金属元素B.Rb与K分别与酸反应，K更剧烈C.金属钾具有强还原性，K+具有强氧化性D.Fr常温下与水反应会发生爆炸

【解析】选D。ⅠA族元素还有氢元素，A错；Rb的金属性强于K，与酸反应，Rb更剧烈，B错；由于钾原子的最外层只有1个电子，钾单质具有较强的还原性，但是其失去电子后形成的K+最外层已经达到8电子的稳定结构，其氧化性非常弱，C错；Fr是还原性比Li、Na、K、Rb都强的金属单质，与水反应会发生爆炸，D正确。【补偿训练】1.（2019·云南高一检测）下列有关碱金属的说法不正确的是（）A.均为ⅠA族元素，最外层均有1个电子B.单质的还原性：Li>Na>K>Rb>CsC.碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOHD.由Li到Cs，核电荷数依次增加，电子层数、原子半径依次增大【解析】选B。碱金属元素位于周期表第ⅠA族，主族序数等于原子最外层电子数，最外层电子数为1，故A正确；同主族电子层数依次增加，失电子能力越来越强，还原性增强，单质的还原性：Li<Na<K<Rb<Cs，故B错误；金属性越强形成的碱的碱性越强，LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH，故C正确；同一主族，从上到下，核电荷数依次增加，电子层数、原子半径依次增大，故D正确。2.下列有关碱金属元素的性质判断正确的是（）A.K与H2O反应最剧烈B.Rb比Na活泼，故Rb可以从钠盐溶液中置换出NaC.碱金属的阳离子没有还原性，所以有强氧化性D.从Li到Cs都易失去最外层1个电子，且失电子能力逐渐增强【解析】选D。A项，Cs与水反应最剧烈；B项，Rb先与水反应，不会置换出Na；C项，碱金属阳离子很稳定，不具有强氧化性。3.（2019·四方区高一检测）如图表示碱金属的某些性质与核电荷数的变化关系，则下列各性质中不符合图示关系的是 （）A.还原性 B.与水反应的剧烈程度C.熔点 D.原子半径【解析】选C。由图可知，随着核电荷数的增大，碱金属的性质呈递增趋势，而碱金属单质的熔点随核电荷数的增大而降低。【素养提升】

社会生产、科学研究和国防建设等部门，对时间的要求特别高。它们要求时间要精准到千分之一秒，甚至百万分之一秒。为了适应这些高精度的要求，人们制造出了一系列精密的计时器具，铯钟就是其中的一种。铯钟又叫“铯原子钟”。铯属于第6周期的碱金属元素，推测金属铯与水反应的现象，写反应的方程式并判断CsOH的碱性强弱。提示：碱金属元素随电子层数的增加，金属性逐渐增强。金属铯与水能剧烈反应，甚至发生剧烈的爆炸，反应的方程式为2Cs+2H2O====2CsOH+H2↑，CsOH属于强碱。知识点二卤素单质的相似性和递变性【重点释疑】1.相似性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（1）F2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。

【知识拓展】1.卤素的特性（1）氟元素无正价，无含氧酸。F-的还原性极弱。（2）X2+H2O====HX+HXO而2F2+2H2O====4HF+O2（3）在常温下，Br2是唯一一种液态非金属单质。（4）碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。（5）氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。

2.溴和碘在有机溶剂中的颜色溴和碘在有机溶剂中浓度不同，颜色不同。碘在水中一般为黄色到褐色，在有机溶剂中一般为紫色到紫红色；溴在水中一般为黄色到棕色，在有机溶剂中一般为橙色到橙红色。在一定条件下，溶液颜色可以作为判断是否有相应物质生成的依据。【思考·讨论】（1）已知还原性I->Br->Cl->F-，试从原子结构的角度分析其原因是什么？提示：还原性即微粒失去电子的能力。按I-→Br-→Cl-→F-的顺序，离子的半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增大，失去电子的能力逐渐减弱，故还原性逐渐减弱。（2）相对分子质量小的卤素单质一定可将相对分子质量大的卤素从它的卤化物溶液里置换出来吗？提示：不一定，将F2通入NaCl溶液中不能置换出Cl2，而发生反应2F2+2H2O====4HF+O2。【案例示范】【典例】（2019·镇江高一检测）1940年，意大利化学家西格雷发现了第85号元素，它被命名为“砹（At）”。在希腊文里，砹的意思是“不稳定”。西格雷后来迁居到了美国，和美国科学家科里森、麦肯齐在加利福尼亚大学用“原子大炮”——回旋加速器加速氦原子核，轰击金属铋209，由此制得了第85号元素——“亚碘”，即是砹。砹（At）是卤族元素中位于碘后面的元素，推测砹和砹的化合物正确的是（）A.与H2化合的能力：At2>I2B.砹在常温下是白色固体C.砹原子的最外层上有7个电子D.砹易溶于水，难溶于四氯化碳【解题指南】解答本题重点注意以下两个方面：（1）卤素单质性质的相似性。（2）卤素单质与氢气等化合能力的递变性。【解析】选C。A（×）从F到At，元素的非金属减弱，与H2化合的能力逐渐减弱B（×）从F到At，单质的颜色逐渐加深。I2是紫黑色固体，故砹在常温下不可能是白色固体C（√）卤素原子的最外层上都有7个电子D（×）由I2微溶于水，易溶于四氯化碳，可推知砹不可能易溶于水，难溶于四氯化碳【迁移·应用】1.（2019·临沂高一检测）下列说法中，不符合ⅦA族元素性质特征的是（）A.从上到下元素的非金属性增强B.易形成-1价离子C.从上到下，最高价氧化物的水化物酸性减弱（F除外）D.从上到下，氢化物的还原性依次增强【解析】选A。同主族元素，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，选项A符合题意；第ⅦA族元素原子最外层有7个电子，易得1个电子形成-1价离子，选项B不符合题意；从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，所以最高价氧化物的水化物酸性逐渐减弱，选项C不符合题意；同主族元素，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，所以氢化物的还原性依次增强，选项D不符合题意。2.元素周期表中卤族元素的单质、化合物的性质从上到下呈现一定的递变性，下列叙述正确的是（）①单质的氧化性增强②单质的颜色加深③气态氢化物的稳定性增强 ④单质的沸点升高⑤阴离子的还原性增强A.①②③ B.②③④ C.②④⑤ D.④⑤【解析】选C。①～⑤的分析如下：物理性质单质的颜色加深②正确单质的沸点升高④正确化学性质单质的氧化性减弱①错误阴离子的还原性增强⑤正确气态氢化物的稳定性减弱③错误【补偿训练】1.下列各组物质性质的比较中，正确的是（）A.还原性：HF>HCl>HBr>HIB.稳定性：HF<HCl<HBr<HIC.与水反应由易到难：Cl2>Br2>I2>F2D.密度：F2<Cl2<Br2<I2【解析】选D。A项应为HI>HBr>HCl>HF；B项应为HF>HCl>HBr>HI；C项应为F2>Cl2>Br2>I2。2.下列关于卤素（用X表示）及其化合物的性质的叙述，正确的是 （）A.其单质都能与水反应，通式为X2+H2O====HX+HXOB.HX易溶于水，其水溶液都是强酸C.其单质都有颜色，都有毒D.最高价含氧酸的通式为HXO4【解析】选C。本题考查卤素及有关化合物的基本性质，解答本题，除掌握一般规律外，还要注意F2及氟的化合物的特殊性：①F2与水反应置换H2O中的氧生成O2，不像其他卤素单质；②F是最强的非金属，在化合物中不表现正价，HF的溶液表现弱酸性。【素养提升】2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟（49In）等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。（1）请确定铟在元素周期表中的位置？提示：In为49号元素，根据元素周期表中元素的排布规律，In是第五周期第ⅢA族元素。（2）In的中子数与电子数的差值为多少。提示：In的中子数为115-49=66，电子数为49，中子数与电子数的差值为66-49=17。（3）根据铟在元素周期表中的位置，判断下列对In元素性质的推测是否正确。可能的性质正误判断能与酸反应产生氢气___能与碱反应产生氢气___氧化物既能与酸反应又能与碱反应___原子半径：In>Al___√××√（4）若铟与铷（37Rb）同周期，试比较In（OH）3与RbOH碱性的强弱。提示：In是第五周期第ⅢA族元素，Rb为第五周期第ⅠA族元素，金属性In<Rb，依据元素周期律，碱性：In（OH）3<RbOH。知识点三同主族元素性质的相似性和递变规律【重点释疑】

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内容同主族（自上而下）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）内容同主族（自上而下）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，稳定性由强到弱内容同主族（自上而下）单质和化合物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【思考·讨论】（1）Li、Na、K在空气中燃烧分别生成Li2O、Na2O2、KO2（超氧化钾）说明什么问题？提示：说明Li、Na、K活动性依次增强。

（2）Na、K为什么保存在煤油中？提示：钠、钾保存在煤油中，以避免与空气中的O2、H2O反应。（3）利用原子结构如何解释F、Cl、Br、I得失电子能力的变化？提示：F、Cl、Br、I最外层都有7个电子，都易得一个电子达到稳定结构，但原子半径依次增大，得电子能力逐渐减弱。【案例示范】【典例】（2019·潍坊高一检测）X、Y两种元素，原子序数均小于20；X、Y原子的最外层电子数相等，且原子半径X<Y，下列说法正确的是（选项中m、n均为正整数）（）A.若X（OH）n为强碱，则Y（OH）n也一定为强碱B.若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性C.若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2D.若Y的最高正价为+m，则X的最高正价一定为+m【解题指南】解答本题时应注意以下几点：（1）同主族元素性质的递变规律；（2）熟悉各主族常见元素的性质，尤其第2、3周期的；（3）注意一些元素的特殊性。【解析】选A。X、Y原子的最外层电子数相同，且原子序数<20，说明X、Y为同一主族的元素，又X的原子半径小于Y，说明在周期表中X位于Y的上方。A项，若X（OH）n为强碱，则X为金属元素，根据同主族元素性质的递变规律，Y也为金属元素，且Y元素原子的失电子能力要强于X元素原子，Y（OH）n应该比X（OH）n的碱性更强；B项，若HnXOm为HNO3，氮元素的氢化物NH3溶于水显碱性；C项，若X元素为氧，则Y元素为硫，形成的单质是S；D项，若Y元素为氯，则X元素为氟，氯元素的最高正价为+7价，但氟元素无正价。【母题追问】（1）若Y能形成H3YO4的化合物，则X也能形成H3XO4的化合物吗？提示：不能。若Y能形成H3YO4的化合物，则X、Y应为第ⅤA族的氮、磷元素，氮元素形成的HNO3。

（2）若Y形成氢化物的水溶液呈酸性，则X形成的氢化物的水溶液也一定呈酸性吗？提示：不一定。若X、Y为第ⅥA族元素，H2S呈酸性，而H2O呈中性。【迁移·应用】1.（2019·烟台高一检测）硒与氧同主族，与钾同周期。下列关于硒的叙述正确的是 （）A.非金属性比硫强B.氢化物比HBr稳定C.原子序数为34D.最高价氧化物的水化物显碱性

【解析】选C。硒与钾同周期即与溴同周期，硒与氧同主族，则硒与溴同周期且相邻。利用同主族性质的递变规律，非金属性：硒比硫弱，选项A错误；利用同周期性质的递变规律，H2Se不如HBr稳定，选项B错误；利用已知信息推知硒原子序数为34，选项C正确；硒为非金属，其最高价氧化物的水化物显酸性，选项D错误。

2.（2019·洛阳高一检测）

下列关于物质性质递变规律的叙述不正确的是（）A.原子的还原性：K>Na>Mg>AlB.原子的氧化性：F>Cl>S>PC.最高价含氧酸的酸性：H2CO3<H3PO4<H2SO4<HClO4D.氢化物的稳定性：HCl<H2S<PH3<SiH4【解析】选D。可根据元素在周期表中的位置及同周期、同主族元素性质的递变规律来进行分析判断，选项A、B、C正确；选项D中氢化物的稳定性应是HCl>H2S>PH3>SiH4。【课堂回眸】第3课时预测元素及其化合物的性质一、根据同周期、同主族元素性质的递变规律预测硅的性质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___________________元素较___+4-4非金属弱（2）性质预测。硅及其化合物的化学式化学性质预测预测依据Si化学性质不活泼，但是在一定条件下能与_____等发生化学反应，由于其性质的特殊性，可能还具有独特的性质与碳元素同主族，与___单质具有相似的化学性质氧气碳硅及其化合物的化学式化学性质预测预测依据SiO2具有_____氧化物的通性，能与碱、碱性氧化物等发生反应，可能也具有一定的特性与碳元素同主族，与____具有相似的化学性质H2SiO3具有酸的性质，能与碱反应，但酸性较弱，酸性_____碳酸同主族元素性质的相似性和递变规律酸性CO2弱于2.化学性质验证（1）单质硅的化学性质①常温下，硅的化学性质不活泼，只与F2、HF、强碱（如NaOH）溶液反应。Si+__F2====____，Si+__HF====____________，

Si+2NaOH+H2O====_____________。2SiF44SiF4↑+2H2↑Na2SiO3+2H2↑②加热条件下和某些非金属单质（如O2、Cl2）发生反应。Si+O2____。SiO2【巧判断】（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。（）提示：×。硅的化学性质虽然不活泼，但是在自然界中硅元素全部以化合态的形式存在。

（2）硅单质不与任何酸发生化学反应。（）提示：×。硅可以与氢氟酸发生化学反应。（2）SiO2的化学性质①具有酸性氧化物的通性：a.常温下SiO2与强碱溶液反应生成盐和水：SiO2+2NaOH====______________；

Na2SiO3+H2Ob.高温下SiO2与碱性氧化物反应生成盐：SiO2+CaO________。②弱氧化性：SiO2+2C______________。③特性：与氢氟酸（HF）反应：SiO2+__HF====___________。此反应常被用来刻蚀_____。====高温====高温CaSiO3Si（粗）+2CO↑4SiF4↑+2H2O玻璃【巧判断】（1）SiO2是酸性氧化物，所以SiO2能与H2O反应生成硅酸。（）提示：×。SiO2虽然是酸性氧化物，但是不与H2O反应生成硅酸。

（2）因为SiO2能导电，所以SiO2能用于制造光导纤维。（）提示：×。SiO2不能导电。（3）H2SiO3的化学性质。H2SiO3是一种弱酸，具有酸的性质，但是酸性比碳酸的弱。验证：Na2SiO3+_________====________+Na2CO3。CO2+H2OH2SiO3↓【微思考】非金属性硅比碳弱，你还能用什么方式进行证明？提示：可以用气态氢化物的稳定性进行验证，其中硅烷的稳定性不如甲烷的稳定性强。【情境·思考】“玛瑙”早期被书写成“马脑”。因“色如马脑，故从彼名”。自佛经传入中国后，翻译人员考虑到“马脑”属玉石类，于是巧妙地译成“玛瑙”玛瑙的主要成分为二氧化硅，由于其与水化二氧化硅（硅酸）交替而常重复成层。因其夹杂氧化金属，颜色可从极淡色到暗色。想一想如何由二氧化硅制取硅酸。提示：二氧化硅不与水反应，故应先与碱（如NaOH溶液）反应生成硅酸盐，再与酸（如盐酸）反应生成硅酸。二、元素周期表的应用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、合成新物质等提供许多有价值的指导。2.在生产生活中的应用利用元素周期表寻找新材料。将下面左右两侧对应内容连线：【情境思考】人工合成氨是科学史上的里程碑之一。一百多年来，工业合成氨需要高温高压的苛刻条件，而自然界的生物固氮是在常温常压下进行的。因此高效的人工模拟生物固氮成为催化科学领域的圣杯。若要研制新型的高效催化剂，应该在元素周期表的什么位置寻找合适的元素？提示：在元素周期表中的过渡元素部分寻找合适的催化剂。知识点一硅及其化合物的特性【重点释疑】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+2CSi+2CO↑。

====高温（4）非金属单质跟碱液的作用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+SiO2

Na2SiO3+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：H2SiO3SiO2+H2O。

====高温【易错提醒】SiO2和CO2的物理性质差别很大，是由于二者结构上的差别造成的。SiO2是立体网状结构的晶体，不存在SiO2分子，而CO2是由碳、氧原子结合成的分子，微粒间的作用力远小于SiO2。这样的结构差异也决定了CO2和SiO2的化学性质有很大的不同。虽然两者都是酸性氧化物，但由于结构的稳定性，SiO2不能像CO2那样在水溶液中和气体状态时与许多物质发生反应。【思考·讨论】（1）将少量CO2通入Na2SiO3溶液会生成白色沉淀，写出相关的化学方程式，并比较碳酸和硅酸的强弱。提示：反应方程式为H2O+CO2+Na2SiO3====Na2CO3+H2SiO3↓，说明硅酸的酸性比碳酸的还弱。（2）根据反应SiO2+Na2CO3CO2↑+Na2SiO3，能判断硅酸的酸性比碳酸强吗？为什么？====高温提示：不能。“强酸制弱酸”一般用于水溶液中的反应。该反应由SiO2生成CO2是在高温下进行的，不是在水溶液环境中进行的。反应能发生是因为产物CO2是气态能脱离反应体系，使反应正向进行。【案例示范】【典例】（2019·银川高一检测）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【解题指南】解答本题注意以下两点：（1）硅与二氧化硅性质都比较稳定，除氢氟酸之外，一般不与酸反应；（2）酸性氧化物是指能与碱反应只生成盐和水的氧化物，不一定与水反应。【解析】选C。硅在常温下可以与氢氟酸反应，A项错误；SiO2不溶于水，也不能与水反应，所以B错误；自然界中没有游离态的硅，化合态的硅几乎全部是二氧化硅和硅酸盐，C项正确；SiO2是酸性氧化物，但是可以与氢氟酸反应，D错误。【母题追问】上题C中，如何制备单质硅？制得的硅中可能含有哪些杂质？如何提纯？提示：工业上一般用焦炭还原二氧化硅制得粗硅，粗硅中可能含有碳单质以及二氧化硅，接着让硅与氯气反应，生成四氯化硅液体，过滤，除去其中的固体杂质，然后用氢气还原所得到的四氯化硅，便得到纯净的硅。【迁移·应用】1.2019年，华为推出了麒麟985芯片，用于新一代5G智能手机。芯片是通过专门的工艺可以在硅晶片上刻蚀出数以百万计的晶体管，被广泛应用于集成电路的制造。对硅芯片技术的掌握已经成为国家经济与技术发展的重要力量。下列说法正确的是（）A.硅的化学性质很稳定，常温下不能与其他物质发生反应B.硅在自然界中的含量很大，自然界中存在大量的单质硅C.高纯度的硅被用于制作计算机芯片D.高纯度的硅常被用来制造光导纤维【解析】选C。硅的化学性质很稳定，但在常温下能与强碱溶液、HF、F2等反应，A不正确；自然界中硅以化合态形式存在，没有单质硅，B不正确；SiO2用于制造光导纤维，而不是Si，D不正确。2.（2019·淮北高一检测）2018世界光纤光缆大会于11月5～7日在杭州召开。光缆的主要成分为SiO2。碳和硅均为第ⅣA族的元素，二者性质既有一定的相似性又有一定的递变性。下列关于SiO2和CO2的说法中，正确的是（）A.CO2与SiO2都能跟H2O反应生成相应的酸B.SiO2与CO2都不能与酸反应C.SiO2与CO2（干冰）都能够与氢氧化钠溶液反应D.水晶的主要成分是SiC【解析】选C。A项，CO2与水反应，SiO2不与水反应，也不溶于水；B项，SiO2为酸性氧化物，能与HF反应，但CO2不与酸反应；C项，SiO2、CO2均能与NaOH溶液反应：SiO2+2NaOH====Na2SiO3+H2O，CO2+2NaOH====Na2CO3+H2O；D项，水晶是纯净的SiO2，SiC俗称金刚砂。【补偿训练】（2019·泉州高一检测）

现有下列五个转化，其中不可能通过一步反应实现的是（）①SiO2→Na2SiO3②CuSO4→CuCl2③SiO2→H2SiO3④CuO→Cu（OH）2⑤Na2O2→NaOHA.①②

B.③④

C.②③④

D.②③④⑤【解析】选B。SiO2Na2SiO3，CuSO4

CuCl2，Na2O2NaOH。【素养提升】在食品或者鞋子等包装盒中往往会加入变色硅胶的包装袋，以防商品受潮。变色硅胶吸水前后的颜色变化如图所示：硅胶和石英的主要成分都是SiO2，前者是结构疏松的SiO2，后者是结构致密的SiO2。二者成分相同，结构不同，化学性质相同，物理性质上表现出差别，具有不同的用途。由石英制取硅胶，经历以下三步，试写出每步反应的化学方程式。（1）用NaOH（aq）溶解石英，则溶解过程中石英发生了哪些反应？提示：石英主要成分是酸性氧化物SiO2，与碱反应生成盐和水：2NaOH+SiO2====Na2SiO3+H2O

（2）过滤，向滤液中加入盐酸，至沉淀不再产生，此过程中发生了哪些反应？提示：过滤，除去石英中的杂质，得滤液为Na2SiO3（aq），硅酸是弱酸，Na2SiO3与盐酸发生复分解反应：Na2SiO3+2HCl====2NaCl+H2SiO3↓。（3）微热，浓缩硅酸溶液，加热蒸干溶液，并使固体完全分解，加热蒸干后固体物质的成分是什么？中间发生了什么变化？提示：微热，H2SiO3（aq）浓缩，H2SiO3聚合为胶体，加热硅酸溶胶脱水，生成多孔硅胶：H2SiO3H2O↑+SiO2。

知识点二“预测元素性质”的基本方法【重点释疑】

1.由原子序数确定元素位置的规律只要记住了稀有气体元素的原子序数（He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—36、Xe—54、Rn—86），就可由主族元素的原子序数推出主族元素的位置。（1）若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在下周期的第ⅠA族或第ⅡA族，如88号元素：88-86=2，则应在第七周期第ⅡA族；（2）若比相应的稀有气体元素少1～5时，则应处在同周期的第ⅦA族～第ⅢA族，如84号元素应在第六周期第ⅥA族；

（3）若预测新元素，可与未发现的稀有气体元素（118号）比较，按上述方法推测知：114号元素应为第七周期第ⅣA族。2.性质与位置互推问题是解题的关键熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：（1）元素的金属性、非金属性。（2）气态氢化物的稳定性。（3）最高价氧化物对应水化物的酸碱性。（4）金属与H2O或酸反应的难易程度。3.结构和性质的互推问题是解题的要素（1）最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要原因。（2）原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。（3）同主族元素最外层电子数相同，性质相似。【思考·讨论】（1）已知，S和Se同主族，试比较H2SO4和H2SeO4哪者酸性更强？提示：因为S、Se同主族，自上至下，元素的非金属性减弱，最高价氧化物对应的水化物酸性减弱，故酸性：H2SO4>H2SeO4。（2）根据元素周期律可以推知Ba（OH）2和Ca（OH）2哪者碱性更强？提示：在元素周期表中，Ba和Ca位于同一主族，且Ba位于Ca的下方，故碱性：Ca（OH）2<Ba（OH）2，即Ba（OH）2碱性更强。

【案例示范】【典例】锗（Ge）是第四周期第ⅣA族元素，门捷列夫把它命名为类硅，处于周期表中金属区与非金属区的交界线上，用于制造晶体管及各种电子装置。主要的终端应用为光纤系统与红外线光学，也用于聚合反应的催化剂，电子用途与太阳能电力等。铜矿、铁矿、硫化矿以至岩石、泥土和泉水中都含有微量的锗。下列叙述正确的是（）A.锗是一种金属性很强的元素B.锗的单质具有半导体的性能C.锗化氢（GeH4）稳定性很强D.锗酸（H4GeO4）是难溶于水的强酸【思维建模】推测元素性质的流程如下：【解析】选B。锗处于金属区与非金属区的交界线上，元素金属性和非金属性都较弱，反应中既不易得电子，也不易失去电子，常用于作半导体材料；锗化氢（GeH4）稳定性很弱；锗和硅处于同一主族，主族元素的非金属性从上到下逐渐减弱，则硅的非金属性大于锗，非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，所以锗酸酸性比硅酸弱，为弱酸，碳酸溶于水，硅酸不溶于水，推知锗酸（H4GeO4）应难溶于水，故D错误。【方法规律】推断陌生元素性质的“3”个分析角度（1）与同周期前、后元素相比较，根据同周期元素性质的递变规律推测元素的性质。（2）与同主族上、下元素相比较，依据同主族元素性质的递变规律推测元素的性质。（3）比较不同周期、不同主族元素的性质时，可借助“三角”规律推断若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，有关元素的各种性质均可排出顺序（但D不能参与排序）。

①原子半径：C>A>B；②金属性：C>A>B；③非金属性：B>A>C。【迁移·应用】1.根据下列元素在元素周期表中的位置预测物质的性质，对下列物质的认识错误的是（）A.铍（