物质结构与元素周期律专题复习
物质结构与元素周期律专题复习
【考点突破】
一、高考风向标
物质结构与元素周期律这部分知识主要出现在选择题及填空题中。在选择题中，主要是有关原子结构的计算、同位素、元素周期律中物质或元素性质的递变规律、元素在周期表中的位置与其性质的关系、化合物中原子的电子排布、分子的结构、晶体的结构和性质、新发现的元素等。在非选择题中，主要考查元素的推断，物质的结构、性质、位置三者的关系。在高考卷中，本部分试题一般3个左右，分值为25分（03年，3道27分；04，2道12分；05年，三套试题中：第I套3道27分；第II套3道25分；第III套没有出现）
由于本章内容是对元素化合物知识的概括和总结，同时对元素化合物性质的学习和归纳又具有积极的指导意义，所以我们在复习本章知识时，一定要注意总结规律、找出特例，明确失分点及其产生的原因，有目的、有针对性地进行复习。
可以预测20XX年高考试题中，元素位、构、性三者的关系仍是高考命题的主要依据，对这三者的关系，高考常以原子序数大小、原子或离子半径大小、离子氧化性或还原性强弱等比较型试题和物质的组成、元素位置及化合价、化合物的性质、结构推断等题型进行考查，此类知识点常以选择题和推断题的形式出现。
二、高考考点逐个突破
1. 考查原子结构
例1. （05上海高考）下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（）
A. D3O+
B. Li+
C. OD-
D. OH-
解析：对于中性微粒，质子数等于电子数；对于阳离子，由于失电子，造成质子数大于电子数；对于阴离子，质子数小于电子数。“电子数大于质子数”的只可能为C、D，但能满足“质子数大于中子数”的只有D。答案为D
评析：电子数与质子数的大小关系，不需要看具体的数据，只需看离子所带电荷的性质。对于中性的分子或原子来说，质子数与电子数相等；对于阳离子来说，质子数大于电子数；对于阴离子来说，质子数小于电子数。至于质子数与中子数的关系，必须知道粒子的质子数和质量数，只要有一个不清楚，二者的关系就不能确定。
2. 考查原子半径
例2. （02江苏综合）下列叙述正确的是（）
A. 同周期元素中VIIA族元素的原子相对质量大
B. VIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C. 室温时，零族元素的单质都是气体
D. 所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等
解析：此题主要考查元素周期表中，同周期同主族元素性质的一些递变规律，在同周期中零族元素的原子半径最大，而在同主族中，半径越大，越难得到电子。单原子离子的化合价和它的族序数不一定相等，如IVA族铅形成的Pb2+。答案为C。
评析：对于同主族元素来说，从上到下，原子半径及相对应的离子半径依次增大；总的来说，相对原子质量依次增大；零族元素的单质全部为气体，IIA族、IIIA族、IVA族元素的单质全部为固体，VA、VIA族元素中只有氮气和氧气常温下呈气态（其余都为固态），VIIA族元素的单质既有气体、液体、还有固体。
一般来说，形成简单离子时，其所带的电荷数与该元素最外层电子数相等，但也有例外的，如最外层电子数比较多的铅、锡等元素，它们在反应时可以表现出不同的化合价，生成不同的离子。
3. 考查化合价
例3. （05全国理综I）下列说法中正确的是（）
A. 非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数
B. 非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C. 最外层有2个电子的原子都是金属原子
D. 最外层有5个电子的原子都是非金属原子
解析：一般来说，非金属元素的最高正价等于其最外层电子数（O、F除外），最低负价等于8－最外层电子数（H除外）。金属元素的最外层电子数一般比较少，但也有比较多的，如铋，最外层有5个电子。答案为A。
评析：元素的原子在转化为离子时，总是向最外层8电子稳定结构的趋势进行，当原子的最外层电子数比较多时，通常容易得到电子；当原子的最外层电子数比较少时，通常容易失去电子。但此规律又不是绝对的，如H虽然最外层只有一个电子，但还能得电子；而铅和锡，最外层电子数虽然比较多，还是能够失电子。
4. 考查元素周期律
例4. （04江苏高考）X、Y是元素周期表中VIIA族中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（）
A. X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B. X的氢化物的沸点比Y的氢化物沸点低
C. X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D. Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
解析：非金属性越强，氢化物越稳定，置换能力越强。对于组成和结构相似的同主族元素形成的分子来说，非金属性越弱，相对分子质量越大。A、B、D选项都说明X的非金属性比Y弱，故答案为C。
评析：非金属性的强弱比较可以从以下几个方面考虑：（1）与氢气化合越容易，非金属性越强；（2）气态氢化物越稳定，非金属性越强；（3）最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；（4）非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其化合物中置换出来；（5）同主族从上到下非金属性减弱；（6）同周期从左至右非金属性增强；（7）电解时，溶液中越易放电的单核阴离子对应的元素非金属性越弱。
同主族元素，从上到下，电子层数依次增大，原子半径依次增大，相对原子质量依次增大，非金属性依次减弱。
5. 考查元素周期表
例5. （04全国理综）20XX年，IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）推荐原子序数为110的元素的符号为Ds，以纪念该元素的发现地（Dermstadt，德国），下列关于Ds的说法不正确的是（）
A. Ds原子的电子层数为7
B. Ds是超铀元素
C. Ds原子的质量数为110
D. Ds为金属元素
解析：本题考查对元素周期表结构的掌握情况。周期数＝电子层数，原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数，86Rn位于第六周期零族，其下一周期同族的元素原子序数应为()
，故110Ds的电子层数应为7，是超铀元素，是金属元素。故答案为C。1188632
评析：在判断元素的性质时，首先应弄清元素在周期表中的位置。然后利用已知同主族元素的性质及同主族元素的性质递变规律，预测未知元素的性质。
6. 考查化学键及分子构成
例6. （05江苏高考）A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为3：4，D能分别与A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。下列叙述正确的是（）
A. X、Y、Z的稳定性逐渐减弱
B. A、B、C、D只能形成5种单质
C. X、Y、Z三种化合物的熔沸点逐渐升高
D. 自然界中存在多种由A、B、C、D四种元素组成的化合物
解析：此题考查的是物质结构、元素周期律等知识。由A、C的核电荷数之比为3：4，确定A为碳元素，C为氧元素。由D分别能与A、B、C形成电子总数相等的分子可以确定B为氮，D为氢。X为CH4，Y为NH3，Z为H2O。选项A中，氢化物的稳定性应与其非金属性关系相同，故氢化物的稳定性依次增强。选项B中，A、B、C、D形成的单质常见的有H2、D2、T2、HD、HT、DT、金刚石、石墨、N2、O2、O3等。碳、氮、氧的单质还有多种同位素构成的单质。显然B不正确。C中，比较熔沸点，可先看状态，水为液态，熔沸点最高；再看相对分子质量，不难得出熔沸点的关系为X＜Y＜Z。D中，就碳来说，形成数以百万计的有机物，H、O、N也能形成许多物质，D正确。答案：CD
评析：在元素推断中，我们常常需要大胆假设，根据相关信息进行科学论证。象上题这样，我们就可预测D要么为氢，要么为氧。然后加以论证：若D为氧，由于A、B、C的原子半径不同，也就是它们属于不同元素，化合价不同，形成的氧化物中氧原子个数不同，则对于短周期元素来说，很难形成电子总数相等的分子。故D应为氢元素，这样也就确定了A、B、C都为非金属元素，再根据A、C的核电荷数关系即可确定其为何种元素，打开了突破口，也就容易得出其它元素。
例7. （05江苏模拟）下列说法中正确的是（）
A. 氢键是一种强度介于离子键和共价键之间的化学键
B. 所有物质中都存在化学键
C. 含有极性键的分子一定是极性分子
D. 含有离子键的化合物一定是离子化合物
解析：此题考查晶型与键型之间的关系。（特例验证法）
A项：氢键不是化学键，化学键有：离子键、共价键、金属键三种，则A错误；B项：惰性单质是单原子分子，只存在分子间作用力，分子内部没有化学键，则B错误；C项：CH4是含有极性键的非极性分子，所以此说法错误；D项：含有离子键的化合物一定是离子化合物，则D正确。答案为D。
7. 考查晶体的类型、结构及计算
例8. （05上海高考）下列说法错误的是（）
A. 原子晶体中只存在非极性共价键
B. 分子晶体的状态变化，只需克服分子间作用力
C. 金属晶体通常具有良好的导电、导热和延展性
D. 离子晶体在熔化状态下能导电
解析：原子晶体中，有的是单质，原子间存在非极性共价键；有的是化合物，原子间存在极性共价键。分子晶体微粒间只存在分子间作用力。金属晶体内存在自由电子，因而能导电、导热，并具有延展性。离子晶体在熔化状态下，离子能自由移动，因而能导电，答案为A 。
评析：在分析晶体的结构时，我们通常要明确晶体的几种代表物，明确晶体的常见性质，然后利用这些固有的知识对试题中的选项进行判断。
例9. 下图是氯化铯晶体的晶胞结构示意图（晶胞是指晶体中最小的重复单元），其中黑球表示氯离子、白球表示铯离子。已知晶体中2个最近的铯离子的核间距离为a cm ，氯化铯的摩尔质量为M g/mol ，则氯化铯晶体的密度为（ ）
A. 233M N a g cm A /
B. M N a
g cm A 233/ C. M N a g cm A 33/ D. Ma N g cm A
3
3/ 解析：以小立方体为研究对象：体积为a 3 cm 3，铯离子个数为
N Cs N Cl ()()=?==?=818
1111， 所以，小立方体中只含有1个氯化铯。
根据摩尔质量求得1个氯化铯的质量为
M N g A
。由体积、密度、质量的关系得：C 项正确。答案为C 。 评析：与空间构型相关的化学试题，是学科间的综合试题，近几年理科综合要求较低，重点掌握氯化钠、氯化铯、二氧化硅、石墨等典型结构，利用分摊法，确定好研究对象，弄清体积（数学问题）、质量（化学问题，利用摩尔质量求得）、密度之间的关系。
【难点突破】
一、同周期同主族元素性质的递变规律
例1. 下列叙述正确的是（）
A. 同周期元素中，0族元素的原子半径最小
B. 现已发现的IIA族元素的单质在常温常压下都是固体
C. VIIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
D. 所有的主族元素的简单离子的带电荷数与其族序数相等
解析：同周期元素从左至右原子半径逐渐减小，但稀有气体反常，故A错误；VIIA族元素的原子半径从上到下逐渐增大，非金属性减弱，金属性增强，即得电子能力减弱，而失电子能力增强。故C错误；主族元素的简单阳离子的化合价与其族序数相等，而阴离子不等，故D错误。综上所述选B。
评析：要比较元素的性质，通常将两种元素放在元素周期表中，利用其在周期表中的位置进行比较。在周期表中，元素的化学性质遵循以下递变规律：
①同周期元素，从左到右，金属性依次减弱，非金属性依次增强。同主族元素，从上到下，金属性依次增强，非金属性依次减弱。
②金属性越强，单质的还原性越强，对应离子的氧化性越弱；单质与水或酸反应越剧烈，置换出氢越容易；最高价氧化物的水化物的碱性越强，溶解度越大，热稳定性越强。
③非金属性越强，单质的氧化性越强，对应离子的还原性越弱；单质与氢气反应越剧烈，氢化物越稳定；最高价氧化物的水化物的酸性越强。
二、元素在周期表中位置的确定
例2. 第三周期元素R，它的原子最外电子层上达到饱和所需电子数小于次外层和最内层电子数之差，但等于最内层电子数的正整数倍。下列说法正确的是（）
A. 常温下，能稳定存在的R的氧化物都能与烧碱溶液反应
B. R的最高价氧化物对应的水化物都是强酸
C. 在固态时，R的单质属于同一类型的晶体
D. 在常温下，R的气态氢化物都能在空气中稳定存在
解析：本题考查的是对电子排布知识的运用，依题意推导知：R可能是Si或S；然后逐项分析，应知：硅酸是弱酸、硫酸是强酸；Si是原子晶体，S是分子晶体；SiH4不稳定。而SO2、SiO2都是酸性氧化物，都可以与烧碱反应，所以只有A项是正确的。
评析：要判断元素的性质，首先应确定元素的种类，也就是要确定元素在周期表中的位置。如何预测某元素在周期表中的位置呢？如116号元素，现要确定它在周期表中的位置。我们可以用电子排布式来确定，但常常从各周期所容纳的元素种数来确定。我们知道，各周期排满原子后，其元素的种数依次为：1周期，2种；2、3周期，8种；4、5周期，18种；
6、7周期，32种。7个周期排满原子后，共容纳原子118种。现在某元素为116号元素，比118少2，说明此元素位于118号元素前面第二种元素的位置。118号元素为0族元素，117号元素为VIIA族元素，则116号元素为VIA族元素，因此该元素是第7周期第VIA族元素。
三、利用电子层结构判断元素的性质
例3. 四种主族元素的离子
a
m
b
n
c
n
X Y Z
++-
1、、和
d
m
R-（a、b、c、d为元素的原子序
数），它们具有相同的电子层结构，若m>n，对下列叙述的判断正确的是（）
（1）a-b=n-m，（2）元素的原子序数a>b>c>d，（3）元素非金属性Z＞R，（4）最高价氧化物对应水化物的碱性X＞Y
A. 只有（3）正确
B. （1）（2）（3）（4）正确
C. （1）（2）（3）正确
D. （2）（3）正确
解析：由题意知，a-m=b-n=c+n=d+m
又m>n，则（1）错，（2）正确。
对于主族元素简单阳离子所带的正电荷数为其族序数，阴离子所带的负电荷数为8－族序数，故Z、R位于X、Y的上一周期，且Z在R后，X在Y后，故（3）正确，（4）错。综合以上情况，故D正确。
评析：一般来说，金属元素形成阳离子时，要比其原子少一个电子层；非金属元素形成阴离子时，电子层数不变，即与其原子的电子层数相同。若两元素的原子相差一个电子层，形成离子后，相差二个电子层，则电子层数少的那种元素必为金属元素，电子层数多的那种元素必为非金属元素。
四、晶体类型的判断
例4. 下列各组物质各自形成的晶体，都属于分子晶体的化合物的是（）
A. H2O、HD、C3H8
B. P2O5、CO2、H3PO4
C. SO2、SiO2、CS2
D. CCl4、（NH4）2S、H2O2
解析：本题的关键是审题要细心。HD是氢气，A错；SiO2为原子晶体，C错；（NH4）2
S为离子晶体，D错。只有B正确。
评析：判断晶体的类型，通常有下列几种方法：
（1）根据晶体晶格质点和质点间作用力判断
离子晶体晶格质点是阴、阳离子，质点间作用力是离子键；原子晶体晶格质点是原子，原子间作用力是共价键；分子晶体晶格质点是分子，分子间作用力是范德华力；金属晶体晶格质点是金属离子（自由电子），作用力是金属键。
（2）根据物质分类判断
金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数盐类是离子晶体，大多数非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、绝大多数有机物是分子晶体。常见原子晶体单质有金刚石、晶体硅等，常见的原子晶体化合物有二氧化硅、碳化硅等；常见金属晶体是除汞外的金属单质。
（3）依据熔沸点判断
离子晶体熔点较高，一般是数百甚至是一千多摄氏度；原子晶体熔点最高，可达一千到几千摄氏度；分子晶体熔点最低，一般在几百摄氏度以下；金属晶体一般熔点也较高，个别的很低。
（4）依据导电性判断
离子晶体熔化或水溶液能导电，原子晶体一般为非导体（石墨除外），分子晶体为非导体，但有的是电解质，溶于水电离也能导电。金属晶体是电的良导体。
（5）根据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度较大且脆，原子晶体硬度大，分子晶体硬度小且脆。金属晶体多数硬度大，个别较小，有延展性。
五、化学键的判断
例5. 下列物质中，只含离子键的是（）
A. NaOH
B. NaCL
C. AlCl3
D. Na2O2
解析：A中，NaOH既含离子键，又含极性共价键；B中，NaCl只含离子键；C中，AlCl3虽然含有金属元素，但Al与Cl之间存在的是共价键；D中，Na2O2既含离子键，又含非极性共价键。故答案为B。
评析：要正确分析物质中所含的化学键及作用力，必须掌握下列知识：
1. 单质
（1）非金属单质
①构成双原子分子或多原子分子
如：H2、O2、O3等，原子间通过形成共用电子对（电子云重叠）而形成分子。由于同种元素原子核对外层电子的吸引力相同，因此共用电子对位于两原子的中央，形成非极性键。
分子间只存在微弱的作用力，即范德华力。
②构成单原子分子
稀有气体，如：He、Ne、Ar、Kr等，由于它们的最外层已达到相对稳定结构，因此原子间不再形成化学键，只存在微弱的范德华力。
③不能构成分子
如：金刚石，每个碳原子与周围的四个碳原子通过电子云重叠而形成四个非极性共价键，构成空间网状结构。
如：石墨，每个碳只拿出最外层的三个电子与周围的三个碳原子形成三个非极性共价键，构成平面网状结构。另外的那个最外层电子就成为自由电子，而使它具有导电性，类似于金属晶体中的金属键。层与层之间只存在微弱的范德华力。
（2）金属单质
金属通常以金属离子和自由电子的形式存在，有的以原子的形式存在。金属离子和自由电子之间通过金属键相结合。
2. 化合物
（1）共价化合物
①分子型如：HCl、H2O等。原子间存在极性共价键，分子间存在范德华力。再如：H2O2中，H、O原子核间存在极性共价键，两个O原子间存在非极性键，H2O2分子间存在范德华力。
②原子型如：SiO2、SiC，它们构成原子晶体，原子间仅存在极性共价键。
（2）离子化合物
，内部存在共价键和由阴、阳离子构成，阴、阳离子间存在离子键。若阳离子为NH
4
配位键。若阴离子为复杂离子，还存在共价键。如OH-，O与H原子间存在极性共价键；如与O原子间存在非极性共价键。
六、微粒半径大小的比较
例6. 下列微粒半径的大小关系，不正确的是（）
A.Na>Be>C>F
B. S2->S>O>F
C. S2->Cl->K+>Ca2+
D. Cl>Li>N>He
解析：A中，Na原子半径大于Li，Li大于Be，Be、C、F在周期表中同周期，A正确。
B中，S、O同主族，O、F同周期，S2 半径大于S原子半径，B正确。C中，四者的电子层结构相同，核电荷数依次增大，半径依次减小，C正确。D中，虽然Cl的电子层数比Li 多，但半径却比Li小，N的原子半径也小于He的原子半径，D不正确。
评析：要正确判断微粒半径的大小，应掌握以下规律：
1. 不同元素
（1）同周期元素的原子、离子
从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径依次减小，阳离子半径依次减小，阴离子半径依次减小。如：Na>Mg>Al>Si，Na+>Mg2+>Al3+，S2->Cl-。
（2）同主族元素的原子、离子
从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径依次增大，阳离子半径依次增大，阴离子半径依次增大。如：Li （3）电子层结构相同的离子 随着核电荷数的递增，离子半径依次减小。如：S2-> Cl-> K+>Ca2+，F->Na+>Mg2+>Al3+。 （4）无共同点的元素 可借助参照物进行比较如：S2-与AL3+可借助于O2-，Al3+ 2. 同种元素 阳离子＜中性原子＜阴离子。价态越高的微粒半径越小，如：Fe3+ 总结以上各点，可以得到以下规律： 要判断微粒半径的大小，首先应看电子层数。一般情况下，电子层数越多，半径越大；若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，半径越小，若电子层数相同，核电荷数也相同，则看核外电子数，核外电子数越多，半径越大。通常稀有气体元素的原子半径反常，原因是：①一般非金属元素的原子半径为形成共价键的分子内两原子核间距离的一半，由于电子云重叠，导致原子半径的测定值偏小。②稀有气体元素原子核的最外层已达相对稳定结构，受外界条件的影响小。 七、元素推断 ，例7. 某元素X最高价含氧酸的相对分子质量为98，且X的氢化物的分子式不是H X 2 则下列说法正确的是（） A. X的最高价含氧酸的分子式可表示为H3XO4 B. X是第二周期VA族元素 C. X是第二周期VIA族元素 D. X的最高化合价为+4 解析：此题考查了原子结构、元素在周期表中的位置与物质性质的关系。最高价含氧酸的相对分子质量为98的酸常见有两种：硫酸和磷酸。且磷元素的氢化物的分子式不是H2X，而是PH3，故X应为磷。答案为A。 例8. 下列元素中一定为主族元素的是（） （1）最高正价为+6价，并且不能与氢形成气态氢化物 （2）最外层电子数为1，并且有+1、+2两种化合价 （3）除最外层外，其余各电子层都达到了饱和 （4）次外层电子数是最外层电子数的3倍 （5）最外层电子数为3的一种元素 （6）能形成气态氢化物的一种元素 （7）最高价氧化物对应的水化物是酸的一种元素 A. （1）（3）（5）（6）（7） B. （2）（4）（6）（7） C. （4）（5）（6） D. （1）（3）（4）（5）（6）（7） 解析：（1）化合价为+6价的可能是主族元素，也可能为副族元素。 （2）最外层电子数为1，并且有+1、+2两种化合价，一定为过渡元素。 （3）除最外层外，其余各电子层都达到了饱和，可能是主族元素，也可能是过渡元素，如铜、锌等。 （4）次外层电子数是最外层电子数的3倍，一定为硒。 （5）最外层电子数为3的一种元素，一定是主族元素，因为过渡元素的最外层电子数都不大于2。 （6）能形成气态氢化物的一种元素，一定是非金属元素，因为只有非金属元素才能形成气态氢化物。 （7）最高价氧化物对应的水化物是酸的一种元素，可能为过渡元素，如锰、铬等。 故答案为C。 例9. A 、B 、C 、D 、E 五种短周期元素，它们的原子序数依次增大。B 原子的最外层电子数是其次外层电子数的2倍；C 的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成一种盐X ；E 与A 同主族；A 、B 、C 这三种元素，每一种与D 都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物。 （1）写出下列元素的元素符号：A___________，E___________； （2）D 在周期表中位于第___________周期，第___________纵行； （3）B 的最高价氧化物的电子式为___________； （4）E 和D 形成的化合物与水反应的化学方程式为___________； （5）盐X 的水溶液显___________（填“酸”“碱”或“中”）性，其原因用离子方程表示是：______________________。 解析：由“B 原子的最外层电子数是其次外层电子数的2倍”，可确定其为6号元素碳。 由“C 的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成一种盐X ”可确定其为氮，因为只有氮元素的氢化物的水溶液呈碱性。 由“A 、B 、C 、D 、E 五种短周期元素，它们的原子序数依次增大”和“E 与A 同主族”可知，A 只可能为“H 、Li 、Be 、B ”，又由“A 、B 、C 这三种元素，每一种与D 都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物”知，D 应为氧。能与氧生成多种氧化物的只有H ，故E 为Na 。 答案为：（1）H ，Na （2）2，16 （3）O C O ....::::.. .. （4）Na O H O NaOH Na O H O NaOH O 2222222224+=+=+↑ （5）酸；NH H O NH H O H 4232+++=+· 评析：要迅速推断元素，应明确知识点是如何设置在试题中的。元素推断题知识点的设置通常有下列四种模式： 1. 知识点设置在原子结构的特殊性上 （1）族序数等于周期数的元素是H 、Be 、Al 等； （2）最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素是C 、Si ； （3）最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素是S ； （4）除H外，原子半径最小的元素是F； （5）最高正价不等于族序数的元素是O、F等。 （6）只表现负价的元素是F。 2. 知识点设置在元素的性质、用途和存在上 （1）形成化合物种类最多的元素或单质是自然界硬度最大的元素，或气态氢化物中含氢质量分数最大的元素——C； （2）空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素——N： （3）地壳中含量最多的元素，或气态氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常状况下呈液态的元素——O； （4）地壳中含量最多的金属元素——Al； （5）最活泼的非金属元素，无正价的元素或气态氢化物最稳定的元素——F； （6）最活泼的金属元素，最高价氧化物对应的水化物碱性最强的元素或阳离子氧化性最弱的元素——Cs； （7）常温下呈液态的非金属元素——Br； （8）最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素——Be、Al； （9）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反应的元素——N； （10）元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F； （11）常见的能形成同素异形体的元素有：C、P、O、S； （12）最易形成阳离子的元素是IA、IIA族的活泼金属；最易形成简单阴离子的元素是VIA、VIIA族的活泼非金属；最难形成离子而易形成共价化合物的是第IVA族的C和Si； （13）对角相似的现象，如Be和Al、B和Si、O和Cl等。 3. 知识点设置在化学计算中 比如告诉某一反应中两种物质的某个量的关系，或最高价氧化物和氢化物中元素的质量分数。通过化学计算可求出此元素的质量数或相对原子质量，再利用质子数与中子数的关系求出原子序数，最后确定该元素。 4. 知识点设置在周期表的整体框架上 此类试题往往是学生最感头疼的，因为待推断的元素不能根据一句话推出，必须构建周期表的整体框架，然后确定它们在周期表中的位置，进行综合推断。 八、分子极性的判断 例10. PtCl2（NH2）2有两种分子结构，它可以形成两种固体。实验发现：一种固体为淡 黄色，另一种固体为黄绿色。 做溶解性实验发现，淡黄色固体在水中溶解度很小，而在汽油中溶解度较大；黄绿色固体易溶于水，而难溶于汽油。 根据上述实验现象推断两种固体的分子构型： 淡黄色固体：______________________； 黄绿色固体：______________________。 解析：水是极性分子，淡黄色固体在水中溶解度小，说明其为非极性分子；黄绿色固体易溶于水，说明其为极性分子。 答案为：淡黄色固体为： 黄绿色固体为：（都为平面结构） 评析：对于多种元素形成的分子，我们可以将其转化为两种元素组成的化合物的形式。两种元素形成的多原子分子的极性，通常采用下列方法加以判断： 1. 从分子结构判断 结构对称的为非极性分子，结构不对称的为极性分子。 2. 从正负电荷的重心是否重合判断 正、负电荷重心重合，为非极性分子；正、负电荷重心不重合，为极性分子。 如：三氧化硫为平面正三角形结构，硫原子位于正三角形的中心，三个氧原子位于正三角形的三个顶点上，结构对称，正负电荷重心重合，因此三氧化硫为非极性分子。 3. 从中心原子形成的共价键数目是否等于其最外层电子数判断 若中心原子的最外层电子全部形成共价键，即最外层有几个电子，就形成几个共价键，则为非极性分子。 若中心原子的最外层电子没有全部形成共价键，也就是最外层存在孤对电子，孤对电子必然对共用电子对产生排斥作用，从而使分子结构不对称，此分子为极性分子。如PCl5，形成三角双锥结构，P原子位于三角双锥的中心，五个Cl原子位于三角双锥的五个顶点上，它结构对称，正负电荷重心重合，因此PCl5为非极性分子。再如PCl3，为三角锥形结构，P 原子位于三角锥的一个顶点上，三个Cl原子位于三角锥的另外三个顶点上，结构不对称， 正负电荷的重心不重合，因此PCl3为极性分子。 4. 从中心原子的化合价考虑 若中心原子显正价，正价的数值与最外层电子数相等，则为非极性分子；否则，为极性分子。 若中心原子显负价，负价的数值与最外层电子数相等，则为非极性分子；否则为极性分子。 如：CH4中H为+1，C为-4价，C的最外层有4个电子，负化合价的数值等于最外层电子数，则为非极性分子。再如NH3中H为+1价，N为-3价，N的最外层有5个电子，负化合价数值与最外层电子数不等，为极性分子。 5. 从分子在某溶剂中的溶解性考虑 根据相似相溶原理，极性分子构成的溶质易溶于极性分子构成的溶剂，非极性分子构成的溶质易溶于非极性分子构成的溶剂。通过溶剂是否有极性，就可判断出分子是否有极性。如：苯易溶于四氯化碳，而难溶于水。我们知道，水为极性分子，则苯为非极性分子，四氯化碳为非极性分子。 【易错点突破】 一、电子式的书写及判断 例1. 下列电子式中错误的是（） A. Na+ B. C. D. 解析：单核阳离子电子式为其本身，阴离子的电子式要加[ ]，C中N原子不为8电子稳定结构，故C错误。 评析：有些同学在书写电子式时，常会把电子的电子式写成离子的电子式，简单阳离子的电子式出现了中括号，阴离子的电子式不加中括号，以及常会把共用电子对的数目写错。 书写电子式时应明确三点，其一是各种元素是以原子还是以离子的形式表现的，其二是原子间形成几对共用电子对，其三是原子或离子以何种结构形式构成化合物。 对于单质来说，通常只有非金属构成的单质分子才能书写电子式，它们构成的双原子或多原子间常形成共用电子对。 对于化合物来说，以离子形式存在的为离子化合物，以分子形式存在的为共价化合物。 离子化合物的电子式是由阴阳离子的电子式构成的，共价化合物的电子式是由原子的电子式构成的。那么如何判断化合物是离子化合物还是共价化合物呢？ 1. 化合物所属类型的判断 含有离子键的化合物是离子化合物。若不用实验测定，我们是看不出化合物中存在离子键的，通常离子键是根据阴阳离子判断出来的。那么是不是含有金属元素的化合物就是离子化合物呢？很多例子都可以否定这个结论，如AlCl3、BeCl2、HgCl2、（CH3COO）2Pb、等都为共价化合物。因此常见的离子化合物实际上是我们应该记住的，它们是：第IA族（H 除外）、第IIA族（Be除外）的所有化合物，AlF3、Al2O3、BeF2、铵盐等。一般过渡元素的化合物不用电子式表示。 不含离子键的化合物是共价化合物，但只有分子晶体能用电子式表示，而原子晶体（如水晶SiO2、金刚砂SiC）是不能用电子式表示的。共价化合物通常为非金属元素形成的化合物（铵盐除外），但也包括某些金属化合物，如AlCl3、AlBr3、AlI3、BeCl2、BeBr2、BeI2等。 2. 离子的电子式的书写 所谓电子式是指用元素符号表示原子核和内层电子，元素符号周围用“·”或“×”表示现存在来自原子最外层的电子及获得的电子总数的式子。对于金属阳离子来说，由于原子的最外层电子在形成离子时已全部失去，因此阳离子的符号就表示阳离子的电子式。非金属元素形成的阴离子，最外层得电子后达到了8个电子的相对稳定结构，所以阴离子的电子式为符号周围8个电子（H除外，电子式为：H-）。由于阴离子有外来电子，怕电子外逃，所以加中括号以作限制。 3. 共价化合物中原子间共价键数目的确定 原子有形成8电子相对稳定结构的趋势，因此形成共价键的原子的最外层电子比8电子少几个电子，就形成几对共用电子对，如H2O2中的O，与H原子形成一个共用电子对，此时最外层电子数达7个，因此两个氧原子间需形成一对共用电子对。又如CaC2，每个碳原子从钙那儿获得一个电子，此时最外层电子达5个，因而两个碳原子间需形成三对共用电子对。对于Mg3N2来说，三个Mg失去6个电子，被两个氮原子得到后均分，每个氮原子获得三个电子，此时氮原子的最外层电子数已达8个，因而形成N3-，两个氮原子间不形成共价键。 4. 离子或原子的相对位置的确定 对于离子化合物来说，依据异性相吸的原理，阳离子周围都为阴离子，阴离子周围都为阳离子，所以对于多离子的离子化合物来说，离子的排序应遵循结构的合理性原则。如： Mg3N2电子式为 对于共价化合物来说，首先应弄清原子间是否形成共价键，只有形成共价键的原子才相邻。如HClO，由于H、Cl间不存在化学键，因而电子式为 二、原子序数关系的判断 例2. 两种短周期元素组成的化合物中，原子个数比为1：3，若两种元素原子序数分别为a和b，则a和b的关系可能是（） （1）a=b+5；（2）a+b=30；（3）a+b=8；（4）a=b+8 A. （1）（2） B. （1）（2）（3）（4） C. （2）（3）（4） D. （1）（3） 解析：在短周期元素组成的物质中，AB3型的物质有：NH3、PH3、AlCl3、NF3、PF3、NCl3、C2H6、SO3、BF3、BCl3，然后对答案加以验证，即得答案为B。 评析：此类试题有的限定原子个数比为1：2，有的限定原子个数比为1：4。解题的常用方法有两种： 一种为实例验证法，即把周期表中短周期内符合题意的物质的化学式一一列出，然后找出原子序数的关系，用此关系来判断题中元素的原子序数的关系是否正确。用此法解题时，要求对常见物质比较熟悉。 ，若B的化合价为-1价，另一种方法是推断法，此法是从化合价切入的，化学式为AB 3 则A的化合价为+3价；若B的化合价为-2价，则A的化合价为+6价；若B的化合价为+1价，则A的化合价为-3价。利用化合价的关系，确定A、B在周期表中的可能位置。再按A、B同周期、A在B的上一周期，A在B的下一周期三种情况讨论，即可得出A、B 的原子序数的关系。这种方法适用于对常见物质不熟悉的情况，不过比较麻烦。但不管使用哪种方法，C2H6的确定都是一个难点，也就是要判断出a=b+5是困难的。 三. 试题信息的解读是形成正确解题思路的前提 例3. 现有X、Y、Z、W四种短周期元素。已知X的阳离子与Y的阴离子具有相同的电子层结构，W的阳离子的氧化性强于等电荷的X的阳离子的氧化性，Z的阴离子的半径大于等电荷的Y的阴离子半径，且Z的阴离子所带电荷数的绝对值是W的阳离子所带电荷数的2倍，W离子与Z离子的电子层相差2，试推断四种元素（填名称）：X___________；Y___________；Z___________；W___________。 解析：此题的关键词是“等电荷”，即“W的阳离子的氧化性强于等电荷的X的阳离子的氧化性”，“Z的阴离子的半径大于等电荷的Y的阴离子的半径”。对于短周期元素来说，一种元素一般只能形成一种阳离子，或只能形成一种阴离子，只有氢元素既能形成阳离子（H+），又能形成阴离子（H-）。由以上知识可知，W与X同主族且为金属，Z与Y同主族且为非金属。根据氧化性的关系及同主族元素金属性的递变规律，可确定W在X的上 方；根据离子半径的大小及同主族元素非金属性的递变规律，可确定Z 在Y 的下方。 一般来说，阴、阳离子所带的电荷数都不大于3，既然“Z 的阴离子所带电荷的绝对值是W 的阳离子所带电荷数的2倍”，那么Z 就为带2个单位负电荷的阴离子，W 为带一个单位正电荷的阳离子。 一般来说，金属原子失电子，转化为阳离子，要少一个电子层；非金属原子得电子，转化为阴离子，电子层数不变。“W 离子与Z 离子的电子层相差2”，说明W 原子比Z 原子少一个电子层。 根据Z 、Y 在周期表中的位置关系，我们可以确定Y 在第2周期，Z 在第3周期。这样W 就为第2周期元素，X 为第3周期元素。 从而确定W 为第2周期第IA 族元素锂，X 为第3周期第IA 族元素钠；Y 为第2周期第VIA 族元素氧，Z 为第3周期第VIA 族元素硫。 例4. 已知：①A 、B 、C 、D 四种物质均含元素X ，有的还可能含有元素Y 、Z 。元素Y 、X 、Z 的原子序数依次递增。②X 在A 、B 、C 、D 中都不呈现它的最高化合价。③室温下单质A 与某种常见一元强碱溶液反应，可得到B 和C 。④化合物D 受热催化分解，可制得元素Y 的单质。 （1）元素X 是___________，Z 是___________； （2）写出③中反应的化学方程式：______________________； （3）写出④中反应的化学方程式：______________________。 解析：由题意“X 在A 、B 、C 、D 中都不呈现它的最高化合价”可知，X 为非金属元素；由“室温下单质A 与某种常见一元强碱溶液反应，可得到B 和C ”可知，A 只可能为非金属元素S 、Cl 、P 构成的单质。 此题的突破口在“化合物D 受热催化分解，可制得元素Y 的单质”上。化合物分解的反应条件为催化剂、加热，回想我们学过的知识，只有氯酸钾分解符合题意，因此可以确定X 为氯。再由“元素Y 、X 、Z 的原子序数依次递增”，可以确定Y 为氧，Z 为钾。 从而得出此题的答案为：（1）元素X 是氯，Z 是钾 （2）写出③中反应的化学方程式：Cl 2+2KOH=KCl+KClO+H 2O （3）写出④中反应的化学方程式：22332KClO KCl O 催化剂?+↑ 评析：我们的大部分同学对书本上的基础知识的学习和掌握，不存在什么问题，就是有时“粗心”或对试题的分析不到位，才造成结果的错误。产生此现象的原因是对试题信息的解读存在问题。因此改变现状的方法就是花大气力在试题信息的解读上，这样可以达到事半功倍的效果。 【分级模拟突破】 A级 1. （05福州调研） 下列说法中不正确的是（） A. 离子晶体中不一定含有金属元素 B. 由不同原子所形成的纯净物一定是化合物 C. 在含有阳离子的化合物晶体中，一定含有阴离子 D. 含有金属元素的离子不一定是阳离子 2. （05柳州二模） 物质发生化学变化时：（1）电子总数（2）原子总数（3）分子总数（4）物质的种类（5）物质的总质量（6）物质的总能量，反应前后肯定不会发生变化的是（） A. （1）（2）（3）（5） B. （1）（2）（5） C. （2）（5）（6） D. （1）（4）（5）（6） 3. （05海南模拟） 下列说法中，正确的是（） A. 周期表中的主族都有非金属元素 B. 周期表中的主族都有金属元素 C. 周期表中的非金属元素都位于主族 D. 周期表中的非金属元素都位于短周期 4. （05南京二模） X元素原子的质量数为m，核内中子数为n，则w g X+含有电子的物质的量为（） A. () m n w m mol - B. () m n w m mol --1 C. () m n w m mol + D. () m n w m mol -+1 5. （05杭州一模） 元素A 和B 的原子序数都小于18。已知A 元素原子的最外层电子数为a ，次外层电子数为b ；B 元素原子的M 层电子数为（a-b ），L 层电子数为（a+b ），则A 、B 两元素所形成的化合物的晶体类型为（ ） A. 分子晶体 B. 原子晶体 C. 离子晶体 D. 金属晶体 6. （05扬州二模） 在氯化钠晶体晶胞中，与每个Na +距离最近且等距离的几个Cl -所围成的空间的构型为（ ） A. 正四面体形 B. 正八面体形 C. 正六面体形 D. 三角锥形 7. （05吉林二模） 下列说法正确的是（ ） A. 非金属元素R 所形成的含氧酸盐（NaRO b ）中的R 元素必定呈现正价 B. 只有非金属能形成含氧酸或含氧酸盐 C. 除稀有气体外的非金属元素都能生成不同价态的含氧酸 D. 非金属的最高价含氧酸都具有强氧化性 8. （05广州二模） 有人建议将氢元素排在元素周期表的VIIA 族。下列事实能支持这一观点的是（ ） （1）H 原子得到一个电子实现最外电子层稳定结构； （2）氢分子的结构式为H —H ； （3）与碱金属元素形成离子化合物[]M H +-:； （4）分子中原子间的化学键都属于非极性键 A. 只有（1）（2）（3） B. 只有（1）（3）（4） C. 只有（2）（3）（4） D. 有（1）（2）（3）（4） 9. （05常州三模） 根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是（ ） A. K 层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K 层电子数相等 B. L 层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L 层电子数相等 C. L 层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L 层电子数相等 物质结构和元素周期律 （时间：90分） 一、选择题 1.硼元素的平均相对原子质量为，则硼在自然界中的两种同位素 [ ] (A)1:1(B)10:11(C)81:19(D)19:81 2.原子序数为47的银元素有2种同位素，它们的摩尔分数几乎相等，已知银的相对原子质量是108，则银的这两种同位素的中子数分别是[ ] (A)110和106 (B)57和63 (C)53和66 (D)60和62 3.在同温、同压下，相同物质的量的氢气和氦气，具有相同的 [ ] (A)原子数 (B)质子数 (C)体积 (D)质量 4.关于同温、同压下等体积的N2O和CO2的叙述： [ ] ①质量相同②碳原子数和氮原子数相等 ③所含分子数相等④所含质子总数相等 (A)①②③ (B)②③④ (C)①②④ (D)①③④ 5.阴离子X n-含中子N个，X的质量数为A，则W gX元素的气态氢化物中含质子的物质的量是[ ] 6.下列各组物质中都是由分子构成的化合物是 [ ] (A)CO2、NO2、SiO2(B)HCl、NH3、CH4 (C)NO、CO、CaO (D)O2、N2、Cl2 7.根据下列各组元素的原子序数，可组成化学式为AB2型化合物且为原子晶体的是[ ] (A)14和6 (B)14和8 (C)12和17 (D)6和8 8.下列微粒中，与OH-具有相同的质子数和相同的电子数的是 [ ] 9.元素A、B、C原子核内质子数之和为31，最外层电子数之和为17，这三种元素是[ ] (A)N、P、Cl (B)P、O、S (C)N、O、S (D)O、F、Cl 10.某元素原子核内质子数为m，中子数为n，则下列论断正确的是[ ] (A)不能由此确定该元素的相对原子质量 (B)这种元素的相对原子质量为m+n (C)若碳原子质量为W g，则此元素原子质量为(m+n)W g (D)该元素原子核内中子的总质量小于质子的总质量 物质结构元素周期律总结 1．对原子的组成和三种微粒间的关系 A Z X的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。 质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。 核电荷数＝元素的原子序数＝质子数＝核外电子数。 2．原子核外电子分层排布的一般规律 在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是： (1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 (3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 3．元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系 (1)稀有气体的不活泼性；稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。 (2) 最外层电子数得失电子趋 势 元素的性 质 金属元素＜4易失金属性 非金属元素＞4易失非金属 4．1～20号元素微粒结构的特点 (1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。 (2)核外有10个电子的微粒： ①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。 ②阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。 ③阴离子：N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。 (3)元素的原子结构的特殊性： ①原子核中无中子的原子： 1 1 H。②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。③最外层有2个电子的元 素：Be、Mg、He。④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。 5．从质量、电性两个方面来认识原子结构 （1）原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，电 高考化学冲刺的核心知识和解题策略 第二讲高考冲刺：物质结构 和元素周期律 1、原子序数为8 2、88、112的属于何族何周期？ 2、在元素周期表中，哪纵元素最多，哪纵化合物种类最多？ 3、在元素周期表中，前三周期空着的有多少个元素？ 4、在元素周期表中，第三主族是哪一纵？三副族呢？ 5、在元素周期表中，镧系有多少个元素？ 6、在元素周期表中，周期差是多少， 同周期的第二主族和第三主族相差是多少？ 核外电子排布规律： 1．核外电子是分层排布的，各电子层最多容纳的电子数目为2n 2 。 2．核外电子排布符合能量最低原理，能量越低的电子离核越近。 3．最外层电子数目不超过8个（K 层为最外层时，不超过2个），次 外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。 上述几条规律相互制约，应综合考虑。 原子序数为82、88、112的如何排布？ ⅡA 族某元素的原子序数为n ，则与之同周期的ⅢA 族的元素的原 若上一周期某元素的原子序数为n ，则与之同主族的下一周期的元素的 原子序数可能为n+2、n+8、n+18、n+32。 元素金属性、非金属性强弱的比较： 1．金属性强弱的比较依据： （1）根据周期表中的位置； （2）根据金属活动性顺序表（盐溶液之间的置换关系、阳离子在水 溶液中电解时放电的一般顺序）； （3）根据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度； （4）根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱； （5）根据构成原电池时的正负极。 2．非金属性强弱的比较依据： （1）根据周期表中的位置； （2）根据置换关系判断（阴离子在水溶液中电解时放电的一般顺序）； （3）根据与金属反应的产物比较； （4）根据与H 2化合的难易程度及气态氢化物的稳定性、还原性； （5）根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 微粒半径大小的比较： 1． 同周期，从左向右，随核电荷数的递增，原子半径越来越小，到惰 性气体原子半径突然增大。 2．同主族，从上向下，随电子层数递增，原子半径、离子半径越来越大。 3．同种元素的不同微粒，核外电子数越多，半径越大，即：阳离子 半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径。 4．核外电子层结构相同的不同微粒，核电荷数（即质子数）越多， 对电子的吸引力越强，微粒半径越小。 电子层结构相同的微粒: ①常见的2电子微粒：分子有：H 2、He ；阴离子有： H －；阳离子有：Li ＋。 ②常见的10电子微粒：分子有：Ne 、CH 4、NH 3、 H 2O 、HF ；阳离子有：Na +、Mg 2+、Al 3+、NH 4+、 H 3O +；阴离子有：F -、O 2-、N 3-、OH - 、NH 2-。 ③常见的18电子微粒：分子有：Ar 、SiH 4、PH 3、 1．熟记并正确书写常见元素的名称、符号、离子符号。 2.熟悉常见元素的化合价，能根据化合价正确书写化学式(分子式)，或根据化学式判断元素的化合价。 3.掌握原子结构示意图、电子式等表示方法。 4.了解相对原子质量、相对分子质量的定义，并能进行相关计算。 5.了解元素、核素和同位素的含义。 6.了解原子的构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。 7.了解原子核外电子排布规律。 8.掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 9.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。10.以ⅠA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。11.了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。12.了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。 1．(2019·全国卷Ⅰ)科学家合成出了一种新化合物(如图所示)，其中W、X、Y、Z为同一短周期元素，Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半，下列叙述正确的是() A．WZ的水溶液呈碱性 B．元素非金属性的顺序为X>Y>Z C．Y的最高价氧化物的水化物是中强酸 D．该新化合物中Y不满足8电子稳定结构 C[W、X、Y、Z为同一短周期元素，可能同处于第二或第三周期，观察新化合物的结构示意图可知，X为四价，X可能为C或Si。若X为C，则Z核外最外层电子数为C原子核外电子数的一半，即为3，对应B元素，不符合成键要求，不符合题意，故X为Si，W能形成＋1价阳离子，可推出W为Na元素，Z核外最外层电子数为Si原子核外电子数的一半，即为7，可推出Z为Cl 元素。Y能与2个Si原子形成共价键，另外得到1个电子达到8电子稳定结构，说明Y原子最外层有5个电子，进一步推出Y为P元素，即W、X、Y、Z分别为Na、Si、P、Cl元素。A项，WZ为NaCl，其水溶液呈中性，错误；B项，元素非金属性：Cl>P>Si，错误；D项，P原子最外层有5个电子，与2个Si原子形成共价键，另外得到1个电子，在该化合物中P元素满足8电子稳定结构，错误。] 2．(2019·全国卷Ⅱ)今年是门捷列夫发现元素周期律 150周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z 为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下 列说法错误的是() A．原子半径：W＜X B．常温常压下，Y单质为固态 C．气态氢化物热稳定性：Z＜W D．X的最高价氧化物的水化物是强碱 D[由题意，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8，可推出W、X、Y、Z分别为N、Al、Si、P。A项，根据电子层数越多，原子半径越大，可得原子半径：W 第一章物质结构元素周期律 一、原子结构 1、原子组成微粒 2、基本关系 数量关系：质子数=核电荷数=核外电子数（原子） 质量关系：质量数=质子数+中子数 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。 电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q ★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 3.元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 4、微粒半径大小的比较 一看层二看核三看价 二、元素周期表 1.编排原则： ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。 主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点： 核外电子层数 元素种类 第一周期 1 2种元素 短周期 第二周期 2 8种元素 周期 第三周期 3 8种元素 元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素 素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素 期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA ～ⅦA 共7个主族 族 副族：ⅢB ～ⅦB 、ⅠB ～ⅡB ，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间 （16个族） 零族：稀有气体 三、元素周期律 1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的．．．．．．．．．．．．．．周期性变化．．．．． 的必然结果。 2.同周期元素性质递变规律 物质结构 元素周期律 中子N （不带电荷） 同位素 （核素） 原子核 → 质量数（A=N+Z ） 近似相对原子质量 质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ① 、 原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li 《物质结构与元素周期律》易错知识点总结 2011-12-02 10:48:08来源: 作者: 【大中小】浏览:155次评论:0条 【内容讲解】 第一部分物质结构 一．原子组成 1、并不是所有的原子都含有中子，11H原子核内就只有一个质子而没有中子。 2、只有呈电中性的原子核电荷数才等于核外电子数；核电荷数和核外电子数相等的微粒一定是同类微粒（原子、阳离子或阴离子）。 二．概念辨析 1、同位素研究的对象是原子，同系物研究的对象是有机物，同分异构体研究的对象是化合物。 2、同种元素的不同核素化学性质基本相同，物理性质不同。 3、原子量是相对原子质量的简称，而元素周期表中的原子量是元素的原子量，是一个加权平均值。 三．核外电子排布规律 1、注意原子结构示意图和电子式的区别： 原子结构示意图：描述原子核电荷数（质子数）和核外电子排布情况的示意图； 电子式：在元素符号周围用●或X来表示微粒（原子、分子、离子）中原子的最外层电子的式子。 2、特别要注意用电子式表示离子化合物和共价化合物形成过程的区别。 四．微粒半径大小的比较 1、阳离子半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径。 2、核外电子层结构相同的原子和单原子离子（例如2e-、10e-、18e-微粒）在元素周期表中的位置规律，原子半径和离子半径顺序。 五．化学键 1、离子键和共价键的形成过程；极性键和非极性键的区别。 2、熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物；溶解在水中不能电离的化合物通常是共价化合物，但溶解在水中能电离的化合物可能是共价化合物也可能是离子化合物。 3、离子化合物中一定含有离子键，有离子键的化合物一定是离子化合物；共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物；极性键和离子键都只有存在于化合物中，非极性键可以存在于单质、离子化合物或共价化合物中。 六．分子间作用力、氢键 1、分子间作用力的强度远远小于化学键，由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力大小决定。 2、含有氢键的物质沸点升高；氢键的强弱介于分子间作用力和化学键之间。 【错例解析】 1．下列指定微粒的个数比为2：1的是 A．Be2+离子中的质子和电子 B．21H原子中的中子和质子 C．NaHCO3晶体中的阳离子和阴离子 D．BaO2（过氧化钡）固体中的阴离子和阳离子 [注] 答案是A，特别要注意C和D选项中离子化合物是由什么离子构成的。补充：NaHSO4是由Na+和HSO4—构成的，但是溶于水电离成Na+、H+和SO42—。 2．下列各项中表达正确的是 A．F－的结构示意图：B．CO2的分子模型示意图： C．NaCl的电子式：D．N2的结构式：:N≡N: [注] 答案是A，特别要注意B选项：CO2分子是直线型的，还有D选项：把结构式和电子式混淆了。 3．某元素构成的双原子分子有三种，其相对分子质量分别为158、160、162。在天然单质中，此三种单质 第一章:原子结构与元素周期律 教案编写日期:2012-2-16 课程授课日期: 应到人数: 实到人数: 教学目标: 过程与方法： 通过亲自编排元素周期表培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。 通过对元素周期律和元素周期表的关系的认识，渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系。 情感态度价值观： 通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣 教学方法：通过元素周期表是元素周期律的具体表现形式的教学，进行“抽象和具体”这一科学方法的指导。 教学重难点：同周期、同主族性质的递变规律；元素原子的结构、性质、位置之间的关系。 教学过程: 中子N （核素） 原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） A ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 决定 编排依据 具 体 表 现 形式 X) (A Z 七 主 七 副零和八 三长三短一不全 物质结构与元素周期律 一、原子的构成 1、原子： 2、两个关系式： （1）核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数＝原子序数。 （2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）。 【例 1】某元素的一种核素X的原子质量数为A，含N个中子，它与1H原子组成H m X分子，在a g H m X分子中含质子的物质的量是() 二、核外电子排布 1、电子运动特点：①较小空间；②高速；③无确定轨道。 2、电子云：表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子的多少。 3、电子层：根据电子能量高低及其运动区域不同，将核外空间分成个电子层。 表示：层数 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q n值越大，电子运动离核越远，电子能量越高。电子层实际上并不存在。 4、能量最低原理：电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后排布在能量稍 高的电子层，即电子由内而外逐层排布。 5、排布规律：①各电子层最多容纳的电子数目是个。 ②最外层电子数不超过个。（K层为最外层时不超过2个） ③次外层电子数不超过个，倒数第三层电子数不超过32个。 6、表示方法： ①原子、离子结构示意图。 ②原子、离子的电子式。 三、电子式的书写 【例 2】下列化学用语中，书写错误的是( ) 根据元素周期律，把相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行， 这样得到的表就叫做元素周期表。 1、编排依据 （1）按原子序数递增的顺序从左到右排列。 （2）将电子层数相同的元素排成一个横行，得到。 （3）把最外层电子数相同的元素排成一个纵行，得到。 2、结构 短周期：1、2、3 周期（7个横行）长周期：4、5、6 不完全周期：7 7个主族：ⅠA～ⅦA 族（18个纵行）7个副族：ⅠB～ⅦB 16个族第Ⅷ族 零族（稀有气体） 【例 3】甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是() A．x＋2B．x＋4 C．x＋8 D．x＋18 【例 4】若甲、乙分别是同一周期的ⅡA和ⅢA元素，原子序数分别为m和n，则下列关于m 和n的关系不正确的是 ( ) A．n＝m＋1 B．n＝m＋18 C．n＝m＋25 D．n＝m＋11 【例 5】下列叙述中正确的是() A．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B．除短周期外，其他周期均有18种元素 C．副族元素中没有非金属元素 D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素 物质结构与元素周期律高考题,20道 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN 物质结构与元素周期律 1.【2016-浙江】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子核外最外层电子数是其电子层数的2倍，X、Y的核电荷数之比为3:4。W?的最外层为8电子结构。金属单质Z在空气中燃烧生成的化合物可与水发生氧化还原反应。下列说法正确的是（） A．X与Y能形成多种化合物，一般条件下都能与Z的最高价氧化物的水化物发生反应 B．原子半径大小：X＜Y，Z＞W C．化合物Z2Y和ZWY3都只存在离子键 D．Y、W的某些单质或两元素之间形成的某些化合物可作水的消毒剂 2.【2016-新课标III】四种短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X的简单离子具有相同电子层结构，X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的，W与Y同族，Z与X形成的离子化合物的水溶液呈中性。下列说法正确的是（） A．简单离子半径：W< X 4.【2016-新课标I】短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。m、p、r 是由这些元素组成的二元化合物，n是元素Z的单质，通常为黄绿色气体，q的水溶液具有漂白性，0.01 mol·L–1r溶液的pH为2，s通常是难溶于水的混合物。上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是 （） A．原子半径的大小W 第九章 4 物质结构 元素周期律中子N （核素）原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如： Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li 2014届高三化学高考复习教学案 1 物质结构和元素周期表专题 1．(2012福建?8)短周期元素R 、T 、Q 、W 在元素周期表中的相对位置如右下图所示，其中T 所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确．．． 的是 A ．最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q B ．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q 第10章原子结构与元素周期律 思考题 1．量子力学原子模型是如何描述核外电子运动状态的？ 解：用四个量子数：主量子数——描述原子轨道的能级； 角量子数——描述原子轨道的形状, 并与主量子数共同决定原子轨道的能级； 磁量子数——描述原子轨道的伸展方向； 自旋量子数——描述电子的自旋方向。 2．区别下列概念：（1）Ψ与∣Ψ∣2，（2）电子云和原子轨道，（3）几率和几率密度。解：（1）Ψ是量子力学中用来描述原子中电子运动状态的波函数，是薛定谔方程的解； ∣Ψ∣2反映了电子在核外空间出现的几率密度。 （2）∣Ψ∣2 在空间分布的形象化描述叫电子云，而原子轨道与波函数Ψ为同义词。 （3）∣Ψ∣2表示原子核外空间某点附近单位体积内电子出现的几率，即称几率密度，而某一微小体积dV内电子出现的几率为∣Ψ∣2·dV。 3．比较波函数角度分布图与电子云角度分布图，它们有哪些不同之处？ 解：不同之处为 （1）原子轨道的角度分布一般都有正负号之分，而电子云角度分布图均为正值，因为Y 平方后便无正负号了。 （2）除s轨道的电子云以外，电子云角度分布图比原子轨道的角度分布图要稍“瘦”一些，这是因为︱Y︱≤ 1，除1不变外，其平方后Y2的其他值更小。 4．科顿原子轨道能级图与鲍林近似能级图的主要区别是什么？ 解：Pauling近似能级图是按能级高低顺序排列的，把能量相近的能级组成能级组，依1、2、3…能级组的顺序，能量依次增高。按照科顿能级图中各轨道能量高低的顺序来填充电子，所得结果与光谱实验得到的各元素原子中电子排布情况大致相符合。 科顿的原子轨道能级图指出了原子轨道能量与原子序数的关系，定性地表明了原子序数改变时，原子轨道能量的相对变化。从科顿原子轨道能级图中可看出：原子轨道的能量随原子序数的增大而降低，不同原子轨道能量下降的幅度不同，因而产生能级交错现象。但氢原子轨道是简并的，即氢原子轨道的能量只与主量子数n有关，与角量子数l无关。 5．判断题： （1）当原子中电子从高能级跃迁至低能级时，两能级间的能量相差越大，则辐射出的电磁波波长越大。 第一章物质结构元素周期律 元素周期表 知识概要： 一、元素周期表 1.元素周期表的发现与发展： 1869年，俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行，制出了第一张元素周期表。当原子结构的奥秘被发现以后，元素周期表中的元素排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，周期表也逐渐演变成我们常用的这种形式。按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。人们发现，原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系： 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 2.元素周期表的结构： （1）元素周期表的排列原则 横行：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 纵行：最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序自上而下排列。 （2）周期 （3）族 按电子层数递增的顺序，把不同横行中最外层电子数相同的元素由上而下排成纵行，元素周期表共有18个纵行，它们又被划分为16个族。 （4）元素周期表的结构 周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七个横行） 周期表长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA 族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB 第Ⅷ族1个（3个纵行） 零族（1个）稀有气体元素 （5）认识周期表中元素相关信息 随堂检测（一） 1.已知某主族元素的原子结构示意图如下,判断其位于第几周期第几族 2.主族元素在周期表中的位置取决于该元素的( ) A.相对原子质量和核外电子数 B.电子层数和最外层电子数 C.相对原子质量和最外层电子数 D.电子层数和次外层电子数 3.下列各表为周期表的一部分(表中为原子序数),其中正确的是( ) A. 234 11 19 B. 2 1011 1819 C. 6 111213 24 D. 67 14 3132 26 Fe 铁 3d6 4s2 专题九物质结构和元素周期律 考点一原子构成和核外电子排布 1．氕化锂、氘化锂、氚化锂都可作为发射“嫦娥一号”卫星的火箭引燃剂。下列说法正确的是（）A．1H、D＋、T2互为同位素 B．LiH、LiD、LiT含有的电子总数分别为3、4、5 C．7LiH、7LiD、7LiT的摩尔质量之比为1∶1∶1 D．它们都是离子化合物，常作还原剂 2．甲、乙、丙、丁是4种短周期元素，它们的原子序数依次增大，其中甲和丙、乙和丁分别是同主族元素，又知乙、丁两元素的原子核中质子数之和是甲、丙两元素原子核中质子数之和的2倍，甲元素的一种核素核内无中子。 (1)丙、丁组成的常见化合物，其水溶液呈碱性，原因是______________________(用离子方程式表示)；写出两种均含甲、乙、丙、丁四种元素的化合物相互间发生反应，且生成气体的离子方程式_____________________________________。 (2)丁的单质能跟丙的最高价氧化物的水化物的浓溶液发生氧化还原反应，生成的两种正盐的水溶液均呈碱 性，写出该氧化还原反应的离子方程式____________________________。 (3)甲、乙、丁可形成A、B两种微粒，它们均为负一价双原子阴离子且A有18个电子，B有10个电子， 则A与B反应的离子方程式为________________________________。 (4)4.0 g丁单质在足量的乙单质中完全燃烧放出37.0 kJ热量，写出其热化学方程式 _____________________________________。 考点二元素周期表的结构和元素周期律 3．(2010·四川理综，8)下列说法正确的是() A．原子最外层电子数为2的元素一定处于周期表ⅡA族 B．主族元素X、Y能形成XY2型化合物，则X与Y的原子序数之差可能为2或5 C．氯化氢的沸点比氟化氢的沸点高 D．同主族元素形成的氧化物的晶体类型均相同 4．W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短周期元素，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。(1)W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生成盐和水，该反应的离子方程式为 ______________________________________。 (2)W与Y可形成化合物W2Y，该化合物的电子式为___________________。 (3)X的硝酸盐水溶液显________性，用离子方程式解释原因：________________________________。 (4)Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为 ______________________________________。 (5)比较Y、Z气态氢化物的稳定性：________>________(用分子式表示)。 物质结构元素周期律 1．原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数． 说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，23 Na中，Na原子 11 的质量数为23、质子数为11、中子数为12． [原子核外电子运动的特征] (1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少． (2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少． (3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小． [原子核外电子的排布规律] (2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子． (4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的． 2．元素周期律 [原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数． 原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数 [元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律] 对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增： 物质结构与元素周期律（高考真题） （总分：237 考试时间：173.525分钟） 学校___________________ 班级____________ 姓名___________ 得分___________ 一、选择题 ( 本大题共 23 题, 共计 97 分) 1、(6分) 下列各组给定原子序数的元素，不能形成原子数之比为1∶1稳定化合物的是 A.3和17 B.1和8 C.1和6 D.7和12 2、(6分) 短周期元素E的氯化物ECl n的熔点为-78℃，沸点为59℃；若0.2molECl n与足量的AgNO3溶液完全反应后可以得到57.4g的AgCl沉淀。下列判断错误的是 A.E是一种非金属元素 B.在ECl n中E与Cl 之间形成共价键 C.E的一种氧化物为EO2 D.E位于元素周期表的IVA 族 3、(4分) 下列说法正确的是 A.SiH4比CH4稳定 B.O2-半径比F-的小 C.Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强 D.P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4的弱 4、(6分) 下列叙述正确的是 A.金属与盐溶液的反应都是置换反应 B.阴离子都只有还原性 C.与强酸、强碱都反应的物质只有两性氧化物或两性氢氧化物 D.分子晶体中都存在范德瓦耳斯力，可能不存在共价键 5、(6分) 某元素的一种同位素X的原子质量数为A，含N个中子，它与1H原子组成H m X分子。在a g H m X中所含质子的物质的量是 A. mol B. mol C. mol D. mol 6、(2分) 下列化学式既能表示物质的组成，又能表示物质的一个分子的是（） A.NaOH B.SiO2 C.Fe D.C3H8 7、(3分) 在一定条件下，完全分解下列某化合物2 g，产生氧气1.6 g，此化合物是（） A.1H216O B.2H216O C.1H218O D.2H218O 8、(2分) 下列对化学反应的认识错误的是( )物质结构和元素周期律
物质结构元素周期律总结
高考化学物质结构和元素周期律
2020 第1部分 专题5 物质结构与元素周期律.pdf
第一章 原子结构与元素周期律知识点复习
物质结构元素周期律知识点总结
物质结构与元素周期律
原子结构与元素周期律知识点
物质结构与元素周期律专题复习教案
物质结构与元素周期律高考题,20道
原子结构和元素周期律(精)
首 页 基本要求
原子结构和元素周期律
重点难点 讲授学时 内容提要
1
基本要求
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1.1 了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；电子的波粒二象性、测不准原理；了解了解元素和健康的 关系。 1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念；熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征；熟 悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 1.3 掌握 n、l、m、s 4 个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系；掌握基态原子电子组态 书写的三条原则，正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。
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重点难点
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2.1 重点 2.1.1 原子轨道、概率密度的观念；n、l、m、s 4 个量子数；电子组态和价层电子组态。熟悉的意义和 特征；熟悉电子组态与元素周期表的关系，有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 2.1.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图；了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型；了解了解元 素和健康的关系。 2.1.3 电子组态的书写、与元素周期表的关系；元素性质的变化规律。 2.2 难点 2.2.1 电子的波粒二象性、测不准原理；波函数和原子轨道。 2.2.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图。 2.2.3 熟悉电子组态与元素周期表的关系。
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讲授学时
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建议 4～6 学时
1
内容提要
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第一节
第二节
第三节
第四节
第五节
4.1 第一节 氢原子的结构 4.1.1 氢光谱和氢原子的玻尔模型 α 粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，但卢瑟福模型没有解决原子核外的空间如何被电子所 占有问题。 量子力学基于两点认识原子结构：一是量子化现象，二是测不准原理。 普朗克提出，热物体吸收或释放能量不连续，称量子化的。 氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。 玻尔假定： 电子沿着固定轨道绕核旋转； 当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。 轨道能量为
E??
4.1.2 电子的波粒二象性
RH ， n=1,2,3,4,… n2
波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式 λ=h/mc= h/p 德布罗意的微观粒子波粒二象性关系式
??
h h ? p mv
微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来。 微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射中电子穿越 晶体投射到照相底片上， 图像上亮斑强度大的地方电子出现的概率大； 电子出现少的地方亮斑强度就弱。 所以，电子波是概率波，反映电子在空间某区域出现的概率。 4.1.3 测不准原理 海森堡指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确； 反之，它的动量越准确，位置就越不准确： △x· △px≥h/4π 式中△x 为坐标上粒子在 x 方向的位置误差，△px 为动量在 x 方向的误差。 测不准原理表明微观粒子不存在确定的运动轨迹，可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其 它全部特征。
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