专题七 物质结构与元素周期律-2022届高三高考化学复习考点剖析

专题七 物质结构与元素周期律 考点归纳： 本考点考查形式一般为以元素在周期表中的相对位置、原子结构特点以及元素的某些特性为元素推断的起点，考查内容涉及元素周期律的主要内容，综合性较强. 1.记住元素周期表的一些特点 ①短周期只有前三周期； ②主族中只有 ⅡA 族元素全部为金属元素； ③ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素； ④元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第 8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族； ⑤同主族相邻元素的“序数差”规律 2.电子排布规律 最外层电子数为1或2的原子可以是ⅠA族或ⅡA族或副族或Ⅷ族元素的原子或0族的He原子；最外层电子数是3～7的原子一定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。 3.半径大小比较规律 1)在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小： ①“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 例如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)； r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)； r(Na)>r(Na＋)，r(Fe)>r(Fe2＋)。 ②“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 例如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)； r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 ③“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 例如：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 2)电子层结构相同的微粒：阴前阳下,径小序大. 例题：下列离子中半径最大的是( ) A．Na＋ B．Mg2＋ C．O2－ D． F－ 4.“位-构-性”之间的关系 a.原子结构及微粒间数量关系 （1）原子结构 （2） 微粒间数量关系 质量关系：质量数(A)=质子数(Z)=中子数(N) 电性关系：原子——核外电子数 = 质子数 = 核电荷数 = 原子序数 阳离子 核外电子数=Z-n 阴离子 核外电子数=Z+n b.元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称,同种元素可有多种不同的核素。 核素：具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子。 同位素：质子数相同、中子数不同的同一元素的不同核素的互称。 c.主族元素的周期性变化规律 项目 同周期（左→右） 同主族（上→下） 结构 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子的半径逐渐减小，阴离子的半径逐渐减小；r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大 性质 主要化合价 最高正化合价由+1→+7（O、F除外），最低负化合价=-(8-主族序数) 相似，最高正化合价=主族序数（O、F除外） 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 离子的氧化性、还原性 阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱 阳离子的氧化性逐渐减弱，阴离子的还原性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的形成难易（氢化物的热稳定性） 形成由难→易（氢化物的热稳定性逐渐增强） 形成由易→难（氢化物的热稳定性逐渐减弱） 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 d.元素金属性、非金属性强弱的比较方法 （1）结构比较法 最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强； 最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。 （2）位置比较法 元素周期表：金属性——右上弱，左下强 非金属性——左下弱，右上强 （3） 实验比较法 ①置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 ②与水（或非氧化性酸）反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强。 ③与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的热稳定性越强，或最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则非金属性越强。 例题1：2019年是门捷列夫提出元素周期表150周年。根据元素周期律和元素周期表，下列推断不合理的是( ) A.第35号元素的单质在常温常压下是液体 B.位于第四周期第VA族的元素为非金属元素 C.第84号元素的最高化合价是+7 D.第七周期0族元素的原子序数为118 答案：C 解析：第35号元素为溴，溴单质在常温常压下是液体，A项正确；位于第四周期第VA族的元素为砷，砷为非金属元素，B项正确；第84号元素位于第六周期第VIA族，最高化合价不可能是+7，C