第四章 物质结构 元素周期律（整理与提升）-【帮课堂】2024-2025学年高一化学同步学与练（人教版2019必修第一册）

第四章 物质结构 元素周期律（整理与提升） 板块导航 01/学习目标 明确内容要求，落实学习任务 02/思维导图 构建知识体系，加强学习记忆 03/知识导学 梳理教材内容，掌握基础知识 04/效果检测 课堂自我检测，发现知识盲点 05/问题探究 探究重点难点，突破学习任务 06/分层训练 课后训练巩固，提升能力素养 1.能画出 1～20号元素的原子结构示意图。能用原子结构知识解释元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。 2.能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构特征，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。 3.能结合有关资料说明元素周期表对合成新物质、寻找新材料的指导作用。 4.能列举化学科学发展的重要事件，说明其对推动社会发展的贡献，能说出其中的创新点。 5.具有较强的问题意识，能提出化学探究问题，能做出预测和假设。能依据实验目的和假设，设计解决简单问题的实验方案，能对实验方案进行评价。能观察并如实记录实验现象和数据，进行分析和推理，得出合理的结论。 6.能从化学的角度分析从资源到产品的转化途径，能对资源的开发利用进行评价。 重点:宏观物质的简单分类。 难点:对单质、化合物、氧化物、酸、碱、盐等概念的理解。 一、原子结构、核外电子排布与核素、同位素 1．原子结构 （1）原子的构成粒子 （2）微粒之间的等式关系 1）质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)； 2）电性关系： ①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数； ②阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数，如Mg2＋的核外电子数是10。 ③阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数，如Cl－的核外电子数是18。 （3）微粒符号周围数字的含义 【特别提醒】①原子中不一定都含有中子，如H中没有中子。 ②电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。 ③易失去1个电子形成＋1价阳离子的不一定是金属原子，如氢原子失去1个电子形成H＋。 ④形成稳定结构的离子最外层不一定是8个电子，如Li＋为2个电子稳定结构。 2．元素、核素、同位素 （1）元素、核素、同位素的概念及相互关系 （2）同位素的特征 ①相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。 ②天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般不变。 （3）同位素的“六同三不同” （4）常见的重要核素及其应用 核素 U C H(D) H(T) O 用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子 （5）元素、核素、同位素的联系与区别 ①现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数远大于118种。 ②不同核素可能具有相同的质子数，如H、H；也可能具有相同的中子数，如C、O；也可能具有相同的质量数，如C、N。 ③同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。 ④同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 ⑤同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 3.相对原子质量 （1）原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。 （2）元素的相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的相对原子质量按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝Ar1×a%＋Ar2×b%＋Ar3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。 （3）核素的近似相对原子质量＝该核素的质量数。 （4）元素的近似相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的质量数按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝A1×a%＋A2×b%＋A3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。 4.核外电子排布 （1）核外电子排布规律 （2）原子结构示意图 【易错提醒】①电子层实质上是一个“区域”，或者说是一个“空间范围”，它与宏观上层的含义完全不同。②核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制。其原子结构示意图为 而不应该是 。 二、元素周期表的结构及元素周期律 1．元素周期表的结构 ①“七横七周期，三短四长；十八纵行十六族，七主八副一0”。 ②从左到右族的分布：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅧB、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。ⅧB族：包括8、9、10三个纵列。 ③0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。其原子序数为He　2，Ne　10，Ar　18，Kr　36，Xe　54，Rn　86。 ④同周期第ⅡA和第ⅢA原子序数的差值可能为：1、11、25。 2．分区 ①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。 ②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 ③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。 3．元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 ②镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 ③锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 ④超铀元素：在锕系元素中92号元素轴(U)以后的各种元素。 4.元素周期表中的有关规律 1）原子序数规律 （1）同主族、邻周期元素的原子序数差：①元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目； ②元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)： 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。 （2）同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1,11,25。 2）元素化合价规律 （1）主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数),但要注意F无正价,O一般不显正价。 （2）只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 （3）若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为奇数,从+1价到+m价,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。 （4）若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列偶数,例如。 3）微粒半径大小比较的一般规律 （1）同周期(除0族外)，随原子序数的递增,原子半径由大到小，如Na>Mg>Al； （2）同主族，随原子序数的递增,原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K;Li+<Na+<K+； （3）具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大,微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-； （4）同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子,价态越高,微粒的半径越小，如H+<H<H-;Fe3+<Fe2+<Fe。 4）元素种类判断规律 （1）周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。 （2）族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（族序数－2）的绝对值 5）对角线规律 金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。 6）相似规律： （1）相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律； （2）同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。 （3）对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近． 7）递变规律： （1）同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。 8）“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则： ①＜1时为金属，值越小，金属性越强； ②＞1时是非金属，越大非金属性越强； ③＝1时多为两性元素 5.“跳出”元素周期表和元素周期律的六个认识误区 （1）误认为主族元素的最高正价一定等于族序数(F无正价，O无最高正价)。 （2）误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强(HClO、H2SO3是弱酸，忽略了关键词“最高价”)。 （3）误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。 （4）误认为得失电子数多的原子，得失电子的能力一定强。其实不然，不能把得失电子数的多少与得失电子的能力混淆。 （5）误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素(第ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价)。 （6）误认为负极的金属性一定大于正极的金属性。在利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。 三、元素推断的方法归纳 元素推断题是高考考查的热点，这类题往往将元素化合物的知识、物质结构理论、化学基本理论等知识串联起来，综合性较强，难度较大。解题的关键是正确推断元素。常用方法有： 1．根据原子或离子的结构示意图推断 （1）已知原子结构示意图，可由下列等式确定元素在周期表中的位置和元素的种类：电子层数＝周期数，最外层电子数＝主族序数。 如果已知离子的结构示意图，则须将其转化为原子结构示意图来确定。 （2）电子层结构相同的微粒：阴离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的前面，阳离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的下一周期的左边位置，简称“阴前阳下”。 2．根据元素化合价的特征关系推断 （1）根据等式确定元素在周期表中的位置：最高正化合价数＝最外层电子数＝主族序数(O、F除外)。 （2）如果已知负化合价(或阴离子的符号)，则须用等式先求出最高正化合价：最高正化合价＝8－|负化合价|，再确定元素在周期表中的位置。 3．根据原子半径的递变规律推断 根据原子半径来推断元素的相对位置：同周期中左边元素的原子半径比右边元素的原子半径大，同主族中下边元素的原子半径比上边元素的原子半径大。学&科网 4．根据元素的原子结构特征推断 （1）利用元素的原子结构特征确定元素在周期表中的位置：①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。②最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA或ⅡA族元素，还有可能是副族、Ⅷ族或0族元素氦。③次外层电子数是2的元素在第二周期；次外层电子数是8的元素在第三周期或第四周期的ⅠA、ⅡA族；最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。④某元素阴离子的最外层电子数与次外层电子数相同，该元素位于第三周期；若为阳离子，则对应元素位于第四周期。 （2）利用元素的特征来推断元素的位置：如根据“形成化合物最多的元素”、“空气中含量最多的元素”、“地壳中含量最多的元素”等特征来推断。 5．根据稀有气体的原子序数推断 各周期最后的元素都是稀有气体元素，其原子序数的数值实际上等于前几周期的元素种数之和。熟记这些原子序数，对推断某元素在周期表中的位置很有帮助。 6.根据含量或性质特殊的元素推断 四、化学键、分子间作用力和氢键 1．共价键与离子键的比较 离子键 共价键 非极性键 极性键 概念 阴、阳离子通过静电作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对而形成的化学键 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对不偏向任何一方 共用电子对偏向一方原子 形成条件 活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键 形成的物质 离子化合物 非金属单质；某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或离子化合物 2．化学键与物质类别的关系 （1）含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中可能含有共价键，如Na2O2。 （2）只含有共价键的化合物一定是共价化合物。 （3）由金属元素和非金属元素组成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐是离子化合物。 （4）非金属单质不一定含有共价键，如稀有气体单质。 （5）气态氢化物是共价化合物，只含共价键，如NH3；而金属氢化物是离子化合物，只含离子键，如NaH。 （6）可能含有非极性键的物质有非金属单质(稀有气体单质除外)、某些共价化合物(如H2O2、C2H6等)、某些离子化合物(如Na2O2等)。 （7）从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。 （8）共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。 (9)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。 (10)金属元素与非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3为共价化合物；只由非金属元素形成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl为离子化合物。 (11)有些物质中不存在化学键，如稀有气体分子中不存在化学键。 3.几种典型物质的电子式、结构式和模型： 物质 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H 球棍模型 比例模型 4.三种作用力及对物质性质的影响 范德华力 氢键 共价键 作用微粒 分子 H与N、O、F 原子 强度比较 共价键>氢键>范德华力 影响因素 组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越大 形成氢键元素的电负性 原子半径 对性质的影响 影响物质的熔、沸点,溶解度等物理性质 分子间氢键使物质熔、沸点升高,溶解度增大 键能越大,稳定性越强 五、判断离子化合物与共价化合物的方法 1.根据化合物的基本类型判断 （1）常见的盐中绝大多数都是离子化合物,少数盐是共价化合物。如AlCl3是共价化合物。 （2）常见的强碱是离子化合物,弱碱是共价化合物。如KOH、NaOH、Ba(OH)2是离子化合物,NH3·H2O是共价化合物。 （3）活泼金属的氧化物、过氧化物是离子化合物,其他元素的氧化物、过氧化物一般是共价化合物。如MgO、CaO、Na2O、K2O、Na2O2等是离子化合物,SO2、SO3、NO2、CO2、CO、SiO2、P2O5、H2O、H2O2等是共价化合物。 （4）活泼金属的氢化物是离子化合物,其他元素的氢化物多是共价化合物。如NaH、CaH2等是离子化合物,HF、HCl、HBr、HI、H2O、H2S、NH3、CH4等是共价化合物。 2.根据化合物的导电性判断 熔融状态下能导电的化合物是离子化合物,熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物。 3.根据化合物的熔、沸点判断 熔、沸点比较高或很高的化合物可能是离子化合物,而熔、沸点较低或很低的化合物可能是共价化合物。 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) （1）所有物质中都存在化学键(　　) （2）原子最外层只有一个电子的元素原子跟卤素原子结合时，所形成的化学键一定是离子键(　　) （3）分子内共价键越强，分子越稳定，其熔沸点也越高(　　) （4）HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱，其熔沸点逐渐升高(　　) （5）HBr比HCl的热稳定性差说明HBr的分子间作用力比HCl弱(　　) （6）碘单质升华，克服的是其分子间作用力(　　) （7）HCl气体溶于水后，共价键被破坏，从而形成了H＋和Cl－(　　) （8）氯化钠的电离是一个破坏离子键的过程(　　) (9)干冰受热易升华，但不易分解，说明其化学键比分子间作用力强(　　) (10)NaHCO3受热分解生成Na2CO3、CO2和H2O，既破坏了离子键，也破坏了共价键(　　) 2．根据元素周期表中所列①~⑨九种元素的位置。请回答下列问题：          族 周期 I II III IV V VI VII 1 ① 2 ② ③ ④ ⑤ 3 ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ （1）⑦的原子结构示意图为 。 （2）①、④、⑥形成常见化合物的化学式为 ，该物质中存在的化学键类型为 (填“离子键”、“共价键”或“离子键和共价键”)。 （3）元素⑥的单质与水反应的化学方程式为 。 （4）用电子式表示⑥和⑨两种元素组成的化合物的形成过程 。 （5）由元素②和④形成的三核直线型分子的结构式为 。 （6）元素④和⑧的常见简单氢化物沸点高低为④ ⑧(填“>”、“＜”或“=”)，请解释原因 。 3．如图为元素周期表的一部分，回答问题： （1）H2O2是一种绿色氧化剂，该物质含有的化学键类型为 (填字母)。 A．离子键        B．极性共价键        C．非极性共价键 （2）C、N、O、F四种元素的原子半径由大到小的顺序是 。 （3）PH3、H2S、HCl三种化合物的稳定性由强到弱的顺序是 。 （4）硒(Se)具有抗氧化、增强人体抵抗力的功效。Se在元素周期表中的位置是 ，原子序数为 。 （5）探究主族元素X、Y、Z的金属性递变规律 实验内容 实验现象 i．各取1.0g形状相同的金属X和金属Z，分加入到5mL水中 金属X与水反应比金属Z剧烈 ii．各取1.0g形状相同的金属Z和金属Y，分别加入5mL1.0mol/L盐酸中 金属Z与盐酸反应比金属Y剧烈 若X、Y、Z三种元素分别对应上图周期表中元素，则X的化学符号为 。可以推出元素的金属性同一周期由左到右，逐渐 ，同一主族从上到下，逐渐 。 （6）用一个离子方程式证明非金属性Cl>I： 。 ►问题一 原子的表示方法及各微粒数目之间的关系 【典例1】已知铀核裂变的原理为：，下列说法错误的是 A．与互为同位素 B．X的质子数为33 C．的中子数为85 D．X的质量数为92 【解题必备】1.原子结构与同位素的认识误区 （1）原子不一定都有中子，如H。 （2）质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。 （3）核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋与Na＋、F－等，NH与OH－等。 （4）不同的核素可能具有相同的质子数，如H与H；也可能具有相同的中子数，如C与O；也可能具有相同的质量数，如C与N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如H与C。 （5）同位素的物理性质不同，但化学性质几乎相同。 （6）不同核素之间的转化属于核反应，不属于化学反应。 2.求一定质量的某物质中粒子数的思维模板 物质的质量物质的量指定粒子的物质的量粒子数 【变式1-1】若NA为阿伏加德罗常数，已知某元素的阴离子Rn-的原子核中，中子数为A-x＋n，其中A为原子的质量数，则m g Rn-中电子总数为 A． B． C． D． 【变式1-2】49号铟元素的相关计算式为：113×4.3%+115×95.7%=114.9。说法正确的是 A．113是铟元素的质量数 B．某种同位素原子符号为In C．95.7%是铟元素的丰度 D．114.9表示铟元素的近似相对原子质量 ►问题二 物质结构中化学用语的正确使用 【典例2】下列叙述正确的是 A．中子数为10的氧原子： B．的结构示意图： C．HClO的结构式为：H-O-Cl D．的电子式： 【解题必备】1.电子式书写常见的四大误区 2.化学用语的正误判断的方法 【变式2-1】用化学用语表示2H2S+3O22SO2+2H2O中的相关微粒，其中正确的是 A．H2O的比例模型为 B．N2的电子式 C．中子数为18的硫原子为34S D．S2-的结构示意图为 【变式2-2】下列表示反应中相关微粒的化学用语正确的是 A．中子数为18的氯原子： B．的结构式： C．的结构示意图： D．水的电子式： ►问题三 元素周期表和元素周期律及其应用——元素推断 【典例3】已知X、Y、Z、W四种元素，原子序数小于18且依次增大。其中X元素原子最外层电子数是内层电子总数的2倍；Y元素最外层电子数比其次外层电子数多4个；Z元素原子最外层有1个电子；W元素原子K层和M层电子总数等于其L层电子数。下列说法正确的是 A．W元素形成的阴离子的结构示意图为 B．化合物XY属于酸性氧化物 C．化合物Z2Y能与XY2发生氧化还原反应 D．化合物Z2W中阴、阳离子的最外层电子数均达到8个电子稳定结构 【解题必备】（1）判断第七周期元素所在周期表中的位置时，常采用倒推法，从118号元素为0族元素开始倒推，比书写电子排布式更简单。 （2）由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置 ①原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。 ②若ΔZ＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|； ③若ΔZ＞0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。 （3）关于“位、构、性”关系的综合推断的思维方法 在以上基础上，针对题目按以下具体方法进行推断： 【变式3-1】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表。 元素代号 X Y Z W 原子半径 0.160 0.143 0.070 0.066 主要化合价 、、 下列有关这几种元素的叙述中，正确的是 A．元素的金属性： B．元素Z的价电子数为7 C．元素的简单离子半径： D．元素Y的最高价氧化物能溶于氢氧化钠 【变式3-2】、、、是四种短周期主族元素，原子序数依次增大；的原子半径是同周期主族元素中最大的；、原子的最外层电子数之比为，其化合物常用于灭火，是地壳中含量最高的金属元素。下列说法错误的是 A．的电子式为 B．比周期数大2的同主族元素的原子序数为34 C．最高价氧化物对应水化物的碱性： D．与位于同一主族的元素均为金属元素 ►问题四 微粒间作用力类型及其应用 【典例4】实现下列变化，需克服相同类型作用力的是(　　) A．石墨和氯化钠分别受热熔化 B．冰的融化和水的分解 C．NaCl和HCl溶于水 D．干冰和碘的升华 【解题必备】粒子间作用力判断常见错误 （1）认为有化学键破坏的变化一定是化学变化，如HCl溶于水破坏共价键是物理变化。 （2）认为物质在熔化时都破坏化学键，如HCl、S等熔化时不破坏化学键。 （3）认为物质中均含化学键，如稀有气体中不含化学键。 （4）认为只含非金属元素的化合物不存在离子键，如NH4NO3中存在离子键。 （5）认为金属与非金属之间不能形成共价键，如AlCl3中存在共价键。 （6）认为离子化合物中不存在共价键，如NaOH中存在共价键。 （7）认为共价化合物中存在离子键，根据离子化合物定义若含离子键一定是离子化合物。 （8）认为二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间存在分子间作用力，但分子间作用力只存在于由共价键形成的多数化合物分子之间和绝大多数非金属单质分子之间，二氧化硅、金刚石不是由分子构成的物质，故不存在分子间作用力。 【变式4-1】下列说法正确的是 A．干冰熔化时破坏了共价键 B．液态HI受热分解过程中，只破坏分子间作用力 C．水在液态时，除了单个水分子，还有几个水分子通过氢键结合而形成的缔合水分子（H2O）n的存在 D．NaHSO4溶于水时，离子键被破坏，共价键不受影响 【变式4-2】下列物质发生变化时，所克服的粒子间相互作用属于同种类型的是 A．液溴和乙醇分别受热变为气体 B．干冰和氯化铵分别受热变为气体 C．硅和白磷分别受热熔化 D．氯化氢和蔗糖分别溶解于水 1．下列说法不正确的是 A．CO2分子中每个原子都满足8电子稳定结构 B．H2O很稳定，是因为H2O分子间存在氢键 C．化学键可以使离子相结合，也可以使原子相结合 D．NaCl晶体熔化时破坏了离子键 2．下列化学用语正确的是 A．S的原子结构示意图： B．的电子式： C．的结构式： D．用电子式表示的形成过程： 3．下列有关元素周期表和元素周期律的叙述，正确的是 A．半导体芯片的元素可在周期表中金属与非金属的分界处寻找 B．同一周期主族元素对应的离子半径从左到右依次减小 C．最外层电子数为1的主族元素都极易失电子，都具有很强的金属性 D．Cl的非金属性强于S，则含氧酸酸性：HClO＞H2SO4 4．合成新物质是研究化学的主要目的之一，意大利科学家合成了一种新型的氧分子(O4)，下列关于O4的说法中正确的是 A．等质量的O4和O2所含氧原子数目相同 B．O4是一种新型的化合物 C．O4和O3不互为同素异形体 D．1个O4分子由2个O2分子构成 5．已知X、Y、Z、W、R五种元素中，X是宇宙中最丰富的元素，Y元素原子最外层电子数是内层电子总数的2倍；Z元素原子最外层电子数比其次外层电子数多4个；W元素原子K层和M层电子总数比其L层电子数多1个；R元素原子最外层有1个电子，其阳离子与Z的阴离子电子核外电子总数相同。下列说法中正确的是 A．上述五种原子中一定都含有质子、电子和中子 B．X、Y、Z只能形成一种化合物 C．为非电解质 D．RW只有在水溶液中才能发生电离 6．下列有关放射性核素氘的表述不正确的是 A．原子核外电子数为1 B．原子核内中子数为3 C．与化学性质基本相同 D．具有放射性 7．元素周期表揭示了化学元素间的内在联系，下列有关元素周期表的说法不正确的是 A．俄国化学家门捷列夫编制了第一张元素周期表 B．周期表中最外层电子数相同的元素都排列在同一列中 C．周期表中一共有18列，但只有16个族 D．随着人们的认识发展，周期表也在不断地发展变化着 8．根据元素周期律回答下列问题： （1）O、F、S简单离子半径由大到小的顺序为 (用离子符号表示)；CO2的结构式为 ，H2O的电子式为 。 （2）C、O简单氢化物的沸点由大到小的顺序为 (用化学式表示)；元素周期表中，非金属性最强的元素是 (填元素符号，下同)，短周期主族元素中原子半径最大的是 。 （3）由H、N、O所形成的离子化合物是 (填化学式)，所含化学键类型为 。 （4）Na的最高价氧化物对应的水化物与Al的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式为 。 1．下列分子的电子式书写正确的是 A．氨气 B．四氯化碳 C．氮气 D．二氧化碳 2．活着的生物体内/值基本不变，死亡后会衰变为其他种类的原子而减少，而基本不变。资料：衰变到原来数目一半所需的时间为5730年。下列说法不正确的是 A．与均位于元素周期表中第二周期，第ⅣA族 B．与含有的中子数分别为8和6 C．4.4g的与的混合物中的碳原子数目约为个 D．测定死亡生物体残骸中的含量可用于生物死亡年代的确定 3．下列有关化学键与物质构成说法正确的是 A．、均为共价化合物，分子中各原子均满足8电子稳定结构 B．属于离子化合物，该物质中只存在离子键 C．在和中，均存在共价键 D．置于潮湿空气中既有旧离子键和共价键破坏，又有新离子键和共价键形成 4．六种短周期主族元素的关系如图所示，其中X是地壳中含量最多的元素，T的最外层电子数是其最内层电子数的2倍。下列说法中错误的是 A．元素Z、W、R、T的最高正化合价均等于其主族序数 B．离子半径： C．Y是非金属性最强的元素 D．最高价氧化物对应水化物的碱性： 5．下列各组物质中，化学键类型完全相同的是 A．HI和NaI B．Na2O2和NaOH C．NaCl和CO2 D．H2S和CH4 6．元素周期律的发现和元素周期表的诞生开创了化学科学的新纪元，下列说法错误的是 A．根据元素周期律，碱性： B．第ⅥA族元素，原子半径越小，对应元素的非金属性越强 C．利用元素周期表可以在过渡元素中寻找优良催化剂 D．同周期第ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数之差可能为1、11或25 7．下列关于物质性质的比较，正确的是 A．原子半径大小： B．氢化物稳定性： C．酸性强弱： D．碱性强弱： 8．微观世界的奥秘：对微观粒子的研究打开了新世界的大门，每一种微观粒子的应用都给我们的文明带来了重大变革。 （1）已知四种短周期主族元素在周期表中相对位置如下图所示。下列说法正确的是____ ① ② ③ ④ A．②、④两元素的最高化合价一定相等 B．①、③原子序数差一定等于 8 C．③、④的最高价氧化物对应的水化物一定能反应 D．若①的最外层电子数是核外电子层数的3倍，则②的单质一定具有强氧化性 （2）下列化学用语正确的是____ A．CO2分子的电子式为： B．核内质子数为 117，核内中子数为 174 的核素 Ts 可表示为：Ts C．Cl-的离子结构示意图为 D．HClO 的结构式为 H − O − Cl （3）现有下列物质：①H2②Na2O2    ③NaOH  ④H2O2⑤CaCl2    ⑥NH4NO3⑦H2S，只由离子键构成的物质是 (填序号，下同)，属于共价化合物的是 。 （4）某元素的一种同位素X的质量数为A，含N个中子，它与1H 原子组成 HmX 分子，在a克 HmX 分子中含质子的物质的量是 。 （5）X、Y、Z、W 为原子序数依次增大的四种短周期主族元素，X、Y、Z 原子最外层的电子数之和与 W 原子最外层的电子数相等，X 的最低负价为-4，Y 的周期数是族序数的 3 倍。下列说法正确的是____ A．原子半径：Y>Z>X B．Y 的最高价氧化物对应的水化物的碱性比 Z 的弱 C．W 的氧化物对应的水化物的酸性一定比 X 的强 D．W 分别与 X、Z 形成的化合物所含的化学键类型相同 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！6 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第四章 物质结构 元素周期律（整理与提升） 板块导航 01/学习目标 明确内容要求，落实学习任务 02/思维导图 构建知识体系，加强学习记忆 03/知识导学 梳理教材内容，掌握基础知识 04/效果检测 课堂自我检测，发现知识盲点 05/问题探究 探究重点难点，突破学习任务 06/分层训练 课后训练巩固，提升能力素养 1.能画出 1～20号元素的原子结构示意图。能用原子结构知识解释元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。 2.能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构特征，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。 3.能结合有关资料说明元素周期表对合成新物质、寻找新材料的指导作用。 4.能列举化学科学发展的重要事件，说明其对推动社会发展的贡献，能说出其中的创新点。 5.具有较强的问题意识，能提出化学探究问题，能做出预测和假设。能依据实验目的和假设，设计解决简单问题的实验方案，能对实验方案进行评价。能观察并如实记录实验现象和数据，进行分析和推理，得出合理的结论。 6.能从化学的角度分析从资源到产品的转化途径，能对资源的开发利用进行评价。 重点:宏观物质的简单分类。 难点:对单质、化合物、氧化物、酸、碱、盐等概念的理解。 一、原子结构、核外电子排布与核素、同位素 1．原子结构 （1）原子的构成粒子 （2）微粒之间的等式关系 1）质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)； 2）电性关系： ①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数； ②阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数，如Mg2＋的核外电子数是10。 ③阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数，如Cl－的核外电子数是18。 （3）微粒符号周围数字的含义 【特别提醒】①原子中不一定都含有中子，如H中没有中子。 ②电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。 ③易失去1个电子形成＋1价阳离子的不一定是金属原子，如氢原子失去1个电子形成H＋。 ④形成稳定结构的离子最外层不一定是8个电子，如Li＋为2个电子稳定结构。 2．元素、核素、同位素 （1）元素、核素、同位素的概念及相互关系 （2）同位素的特征 ①相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。 ②天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般不变。 （3）同位素的“六同三不同” （4）常见的重要核素及其应用 核素 U C H(D) H(T) O 用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子 （5）元素、核素、同位素的联系与区别 ①现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数远大于118种。 ②不同核素可能具有相同的质子数，如H、H；也可能具有相同的中子数，如C、O；也可能具有相同的质量数，如C、N。 ③同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。 ④同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 ⑤同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 3.相对原子质量 （1）原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。 （2）元素的相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的相对原子质量按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝Ar1×a%＋Ar2×b%＋Ar3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。 （3）核素的近似相对原子质量＝该核素的质量数。 （4）元素的近似相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的质量数按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝A1×a%＋A2×b%＋A3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。 4.核外电子排布 （1）核外电子排布规律 （2）原子结构示意图 【易错提醒】①电子层实质上是一个“区域”，或者说是一个“空间范围”，它与宏观上层的含义完全不同。②核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制。其原子结构示意图为 而不应该是 。 二、元素周期表的结构及元素周期律 1．元素周期表的结构 ①“七横七周期，三短四长；十八纵行十六族，七主八副一0”。 ②从左到右族的分布：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅧB、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。ⅧB族：包括8、9、10三个纵列。 ③0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。其原子序数为He　2，Ne　10，Ar　18，Kr　36，Xe　54，Rn　86。 ④同周期第ⅡA和第ⅢA原子序数的差值可能为：1、11、25。 2．分区 ①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。 ②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 ③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。 3．元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 ②镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 ③锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 ④超铀元素：在锕系元素中92号元素轴(U)以后的各种元素。 4.元素周期表中的有关规律 1）原子序数规律 （1）同主族、邻周期元素的原子序数差：①元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目； ②元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)： 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。 （2）同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1,11,25。 2）元素化合价规律 （1）主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数),但要注意F无正价,O一般不显正价。 （2）只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 （3）若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为奇数,从+1价到+m价,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。 （4）若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列偶数,例如。 3）微粒半径大小比较的一般规律 （1）同周期(除0族外)，随原子序数的递增,原子半径由大到小，如Na>Mg>Al； （2）同主族，随原子序数的递增,原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K;Li+<Na+<K+； （3）具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大,微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-； （4）同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子,价态越高,微粒的半径越小，如H+<H<H-;Fe3+<Fe2+<Fe。 4）元素种类判断规律 （1）周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。 （2）族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（族序数－2）的绝对值 5）对角线规律 金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。 6）相似规律： （1）相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律； （2）同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。 （3）对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近． 7）递变规律： （1）同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。 8）“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则： ①＜1时为金属，值越小，金属性越强； ②＞1时是非金属，越大非金属性越强； ③＝1时多为两性元素 5.“跳出”元素周期表和元素周期律的六个认识误区 （1）误认为主族元素的最高正价一定等于族序数(F无正价，O无最高正价)。 （2）误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强(HClO、H2SO3是弱酸，忽略了关键词“最高价”)。 （3）误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。 （4）误认为得失电子数多的原子，得失电子的能力一定强。其实不然，不能把得失电子数的多少与得失电子的能力混淆。 （5）误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素(第ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价)。 （6）误认为负极的金属性一定大于正极的金属性。在利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。 三、元素推断的方法归纳 元素推断题是高考考查的热点，这类题往往将元素化合物的知识、物质结构理论、化学基本理论等知识串联起来，综合性较强，难度较大。解题的关键是正确推断元素。常用方法有： 1．根据原子或离子的结构示意图推断 （1）已知原子结构示意图，可由下列等式确定元素在周期表中的位置和元素的种类：电子层数＝周期数，最外层电子数＝主族序数。 如果已知离子的结构示意图，则须将其转化为原子结构示意图来确定。 （2）电子层结构相同的微粒：阴离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的前面，阳离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的下一周期的左边位置，简称“阴前阳下”。 2．根据元素化合价的特征关系推断 （1）根据等式确定元素在周期表中的位置：最高正化合价数＝最外层电子数＝主族序数(O、F除外)。 （2）如果已知负化合价(或阴离子的符号)，则须用等式先求出最高正化合价：最高正化合价＝8－|负化合价|，再确定元素在周期表中的位置。 3．根据原子半径的递变规律推断 根据原子半径来推断元素的相对位置：同周期中左边元素的原子半径比右边元素的原子半径大，同主族中下边元素的原子半径比上边元素的原子半径大。学&科网 4．根据元素的原子结构特征推断 （1）利用元素的原子结构特征确定元素在周期表中的位置：①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。②最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA或ⅡA族元素，还有可能是副族、Ⅷ族或0族元素氦。③次外层电子数是2的元素在第二周期；次外层电子数是8的元素在第三周期或第四周期的ⅠA、ⅡA族；最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。④某元素阴离子的最外层电子数与次外层电子数相同，该元素位于第三周期；若为阳离子，则对应元素位于第四周期。 （2）利用元素的特征来推断元素的位置：如根据“形成化合物最多的元素”、“空气中含量最多的元素”、“地壳中含量最多的元素”等特征来推断。 5．根据稀有气体的原子序数推断 各周期最后的元素都是稀有气体元素，其原子序数的数值实际上等于前几周期的元素种数之和。熟记这些原子序数，对推断某元素在周期表中的位置很有帮助。 6.根据含量或性质特殊的元素推断 四、化学键、分子间作用力和氢键 1．共价键与离子键的比较 离子键 共价键 非极性键 极性键 概念 阴、阳离子通过静电作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对而形成的化学键 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对不偏向任何一方 共用电子对偏向一方原子 形成条件 活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键 形成的物质 离子化合物 非金属单质；某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或离子化合物 2．化学键与物质类别的关系 （1）含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中可能含有共价键，如Na2O2。 （2）只含有共价键的化合物一定是共价化合物。 （3）由金属元素和非金属元素组成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐是离子化合物。 （4）非金属单质不一定含有共价键，如稀有气体单质。 （5）气态氢化物是共价化合物，只含共价键，如NH3；而金属氢化物是离子化合物，只含离子键，如NaH。 （6）可能含有非极性键的物质有非金属单质(稀有气体单质除外)、某些共价化合物(如H2O2、C2H6等)、某些离子化合物(如Na2O2等)。 （7）从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。 （8）共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。 (9)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。 (10)金属元素与非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3为共价化合物；只由非金属元素形成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl为离子化合物。 (11)有些物质中不存在化学键，如稀有气体分子中不存在化学键。 3.几种典型物质的电子式、结构式和模型： 物质 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H 球棍模型 比例模型 4.三种作用力及对物质性质的影响 范德华力 氢键 共价键 作用微粒 分子 H与N、O、F 原子 强度比较 共价键>氢键>范德华力 影响因素 组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越大 形成氢键元素的电负性 原子半径 对性质的影响 影响物质的熔、沸点,溶解度等物理性质 分子间氢键使物质熔、沸点升高,溶解度增大 键能越大,稳定性越强 五、判断离子化合物与共价化合物的方法 1.根据化合物的基本类型判断 （1）常见的盐中绝大多数都是离子化合物,少数盐是共价化合物。如AlCl3是共价化合物。 （2）常见的强碱是离子化合物,弱碱是共价化合物。如KOH、NaOH、Ba(OH)2是离子化合物,NH3·H2O是共价化合物。 （3）活泼金属的氧化物、过氧化物是离子化合物,其他元素的氧化物、过氧化物一般是共价化合物。如MgO、CaO、Na2O、K2O、Na2O2等是离子化合物,SO2、SO3、NO2、CO2、CO、SiO2、P2O5、H2O、H2O2等是共价化合物。 （4）活泼金属的氢化物是离子化合物,其他元素的氢化物多是共价化合物。如NaH、CaH2等是离子化合物,HF、HCl、HBr、HI、H2O、H2S、NH3、CH4等是共价化合物。 2.根据化合物的导电性判断 熔融状态下能导电的化合物是离子化合物,熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物。 3.根据化合物的熔、沸点判断 熔、沸点比较高或很高的化合物可能是离子化合物,而熔、沸点较低或很低的化合物可能是共价化合物。 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) （1）所有物质中都存在化学键(　　) （2）原子最外层只有一个电子的元素原子跟卤素原子结合时，所形成的化学键一定是离子键(　　) （3）分子内共价键越强，分子越稳定，其熔沸点也越高(　　) （4）HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱，其熔沸点逐渐升高(　　) （5）HBr比HCl的热稳定性差说明HBr的分子间作用力比HCl弱(　　) （6）碘单质升华，克服的是其分子间作用力(　　) （7）HCl气体溶于水后，共价键被破坏，从而形成了H＋和Cl－(　　) （8）氯化钠的电离是一个破坏离子键的过程(　　) (9)干冰受热易升华，但不易分解，说明其化学键比分子间作用力强(　　) (10)NaHCO3受热分解生成Na2CO3、CO2和H2O，既破坏了离子键，也破坏了共价键(　　) 【答案】（1）×（2）×（3）×（4）×（5）×（6）√（7）√（8）√(9)√(10)√ 2．根据元素周期表中所列①~⑨九种元素的位置。请回答下列问题：          族 周期 I II III IV V VI VII 1 ① 2 ② ③ ④ ⑤ 3 ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ （1）⑦的原子结构示意图为 。 （2）①、④、⑥形成常见化合物的化学式为 ，该物质中存在的化学键类型为 (填“离子键”、“共价键”或“离子键和共价键”)。 （3）元素⑥的单质与水反应的化学方程式为 。 （4）用电子式表示⑥和⑨两种元素组成的化合物的形成过程 。 （5）由元素②和④形成的三核直线型分子的结构式为 。 （6）元素④和⑧的常见简单氢化物沸点高低为④ ⑧(填“>”、“＜”或“=”)，请解释原因 。 【答案】（1） （2）NaOH 离子键和共价键 （3）2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ （4） （5）O = C = O （6）> H2O分子间存在氢键 【分析】根据元素在元素周期表的位置可知，①~⑨分别为H、C、N、O、F、Na、Al、S、Cl； 【解析】（1）⑦是Al元素，原子结构示意图为：； （2）①是H元素，④是O元素，⑥是Na元素，三者形成常见化合物为NaOH，存在的化学键类型有离子键和共价键； （3）单质⑥是Na，与水反应生成NaOH和H2，化学方程式为：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑； （4）⑥是Na元素，⑨是Cl元素，二者形成NaCl，用电子式表示二者的形成过程为：； （5）②是C元素，④是O元素，二者形成的三核直线型分子为CO2，结构式为O=C=O； （6）④是O元素，形成的简单氢化物为H2O，⑧是S元素，形成的简单氢化物为H2S，H2O的沸点大于H2S，H2O分子间能形成氢键，H2S分子间不能形成氢键。 3．如图为元素周期表的一部分，回答问题： （1）H2O2是一种绿色氧化剂，该物质含有的化学键类型为 (填字母)。 A．离子键        B．极性共价键        C．非极性共价键 （2）C、N、O、F四种元素的原子半径由大到小的顺序是 。 （3）PH3、H2S、HCl三种化合物的稳定性由强到弱的顺序是 。 （4）硒(Se)具有抗氧化、增强人体抵抗力的功效。Se在元素周期表中的位置是 ，原子序数为 。 （5）探究主族元素X、Y、Z的金属性递变规律 实验内容 实验现象 i．各取1.0g形状相同的金属X和金属Z，分加入到5mL水中 金属X与水反应比金属Z剧烈 ii．各取1.0g形状相同的金属Z和金属Y，分别加入5mL1.0mol/L盐酸中 金属Z与盐酸反应比金属Y剧烈 若X、Y、Z三种元素分别对应上图周期表中元素，则X的化学符号为 。可以推出元素的金属性同一周期由左到右，逐渐 ，同一主族从上到下，逐渐 。 （6）用一个离子方程式证明非金属性Cl>I： 。 【答案】（1）BC （2） （3） （4）第四周期VIA族 34 （5）K 减弱 增强 （6） 【解析】（1）H2O2的结构为，含有O-O的非极性键，O-H极性键，故答案选BC。 （2）同周期元素的原子，从左往右原子半径逐渐减小，因此C、N、O、F四种元素的原子半径由大到小的顺序是：。 （3）同一周期元素，元素的非金属性随着原子序数增大而增强，非金属性越强，最简单氢化物越稳定，元素的非金属性：Cl＞S＞P，PH3、H2S、HCl三种化合物的稳定性由强到弱的顺序是：。 （4）Se与O元素同主族，但在第四周期，因此元素周期表中的位置是第四周期VIA族，原子序数为上一周期的S元素原子序数加上18，因此原子序数为：16+18=34。 （5）各取金属X和金属Z，分别加入水中，金属X与水反应比金属Z与水反应剧烈，说明X的金属性大于Z；各取金属Z和金属Y，分别加入盐酸中，金属Z与盐酸反应比金属Y与盐酸反应剧烈，说明Z的金属性大于Y，金属性为：，图中金属元素为Na、Mg、K，元素的金属性同一周期由左到右，逐渐减弱，同一主族从上到下，逐渐增强，因此金属性：，由此可知X、Y、Z分别为K、Mg、Na，则X的化学符号为K，故答案为：K；减弱；增强。 （6）同主族元素，从上往下元素的非金属性随着原子序数增大而减小，非金属性越强，则单质的氧化性越强，通过反应：可知，氧化性：Cl2＞I2，因此非金属性：Cl>I。 ►问题一 原子的表示方法及各微粒数目之间的关系 【典例1】已知铀核裂变的原理为：，下列说法错误的是 A．与互为同位素 B．X的质子数为33 C．的中子数为85 D．X的质量数为92 【答案】B 【解析】A．与质子数相同，而中子数不同，因此二者互为同位素，A正确；B．根据铀核裂变过程中质子守恒，可知X的质子数是36，B错误；C．原子符号左下角为质子数，左上角为质量数，质量数等于质子数与中子数的和，则的中子数为141-56=85，C正确；D．根据变化质量守恒，可知X的质量数为235+1-141-3=92，D正确；故合理选项是B。 【解题必备】1.原子结构与同位素的认识误区 （1）原子不一定都有中子，如H。 （2）质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。 （3）核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋与Na＋、F－等，NH与OH－等。 （4）不同的核素可能具有相同的质子数，如H与H；也可能具有相同的中子数，如C与O；也可能具有相同的质量数，如C与N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如H与C。 （5）同位素的物理性质不同，但化学性质几乎相同。 （6）不同核素之间的转化属于核反应，不属于化学反应。 2.求一定质量的某物质中粒子数的思维模板 物质的质量物质的量指定粒子的物质的量粒子数 【变式1-1】若NA为阿伏加德罗常数，已知某元素的阴离子Rn-的原子核中，中子数为A-x＋n，其中A为原子的质量数，则m g Rn-中电子总数为 A． B． C． D． 【答案】D 【解析】m g Rn-的总物质的量为mol，所含的电子总数为[A-(A-x＋n)＋n]=x，所以m g Rn-的电子总数为·NA·x=个，答案选D。 【变式1-2】49号铟元素的相关计算式为：113×4.3%+115×95.7%=114.9。说法正确的是 A．113是铟元素的质量数 B．某种同位素原子符号为In C．95.7%是铟元素的丰度 D．114.9表示铟元素的近似相对原子质量 【答案】D 【解析】49号铟元素近似相对原子质量为：113×4.3%+115×95.7%=114.9，是同位素所占丰度和原子的质量数计算得到的平均值，说明铟元素存在两种同位素，质量数分别为113、115，质子数=核电荷数=核外电子数=49，质量数=质子数+中子数，主族元素最外层电子数=主族族序数，原子符号左上角为质量数，左下角为质子数。A．铟元素存在两种同位素，113是铟元素一种同位素的质量数，故A错误；B．质子数应位于左下角，符号为In，故B错误；C．95.7%是的丰度，故C错误；D．49号铟元素近似相对原子质量为：113×43%+115×95.7%=114.9，故D正确；故选D。 ►问题二 物质结构中化学用语的正确使用 【典例2】下列叙述正确的是 A．中子数为10的氧原子： B．的结构示意图： C．HClO的结构式为：H-O-Cl D．的电子式： 【答案】C 【解析】A．中子数为10的氧原子：，A项错误；B．的结构示意图：，B项错误；C．HClO的结构式为：H-O-Cl，C项正确；D．的电子式：，D项错误；答案选C。 【解题必备】1.电子式书写常见的四大误区 2.化学用语的正误判断的方法 【变式2-1】用化学用语表示2H2S+3O22SO2+2H2O中的相关微粒，其中正确的是 A．H2O的比例模型为 B．N2的电子式 C．中子数为18的硫原子为34S D．S2-的结构示意图为 【答案】C 【解析】A．H2O的比例模型中，位于中间的氧原子的半径比位于旁边的氢原子大，A错误；B．N2的电子式为NN，B错误；C．硫原子的质子数为16，中子数为18，因此质量数为16+18=34，原子可表示为34S ，C正确；D．S2-的结构示意图中核电荷数为16，D错误；答案选C。 【变式2-2】下列表示反应中相关微粒的化学用语正确的是 A．中子数为18的氯原子： B．的结构式： C．的结构示意图： D．水的电子式： 【答案】A 【解析】A．中子数为18的氯原子，质量数为35，表示为：，A正确；B．氮气的结构式为：，B错误；C．钠离子的结构示意图为：，C错误；D．水为共价化合物，电子式为：，D错误；故选A。 ►问题三 元素周期表和元素周期律及其应用——元素推断 【典例3】已知X、Y、Z、W四种元素，原子序数小于18且依次增大。其中X元素原子最外层电子数是内层电子总数的2倍；Y元素最外层电子数比其次外层电子数多4个；Z元素原子最外层有1个电子；W元素原子K层和M层电子总数等于其L层电子数。下列说法正确的是 A．W元素形成的阴离子的结构示意图为 B．化合物XY属于酸性氧化物 C．化合物Z2Y能与XY2发生氧化还原反应 D．化合物Z2W中阴、阳离子的最外层电子数均达到8个电子稳定结构 【答案】D 【分析】X、Y、Z、W四种元素，原子序数小于18且依次增大。X元素原子最外层电子数是内层电子总数的2倍，则X为C，Y元素最外层电子数比其次外层电子数多4个，则Y为O，Z元素原子最外层有1个电子，Z为Na，W元素原子K层和M层电子总数等于其L层电子数，则W为S。 【解析】A．W形成的阴离子为S2-，其结构示意图为，A错误；B．化合物XY为CO，CO属于不成盐氧化物，不是酸性氧化物，B错误；C．化合物Z2Y为Na2O，XY2为CO2，Na2O和CO2反应生成Na2CO3，元素化合价没有发生变化，没有发生氧化还原反应，C错误；D．化合物Z2W为Na2S，其阴离子为S2-，阳离子为Na+，这两种离子最外层电子数均达到8电子稳定结构，D正确；故答案选D。 【解题必备】（1）判断第七周期元素所在周期表中的位置时，常采用倒推法，从118号元素为0族元素开始倒推，比书写电子排布式更简单。 （2）由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置 ①原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。 ②若ΔZ＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|； ③若ΔZ＞0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。 （3）关于“位、构、性”关系的综合推断的思维方法 在以上基础上，针对题目按以下具体方法进行推断： 【变式3-1】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表。 元素代号 X Y Z W 原子半径 0.160 0.143 0.070 0.066 主要化合价 、、 下列有关这几种元素的叙述中，正确的是 A．元素的金属性： B．元素Z的价电子数为7 C．元素的简单离子半径： D．元素Y的最高价氧化物能溶于氢氧化钠 【答案】D 【分析】W化合价为-2价，没有最高正化合价+6价，故W为O元素；Z元素化合价为+5、+3、-3，Z处于ⅤA族，原子半径与氧元素相差不大，则Z与氧元素处于同一周期，则Z为N元素；X化合价为+2价，应为周期表第ⅡA族，Y的化合价为+3价，应为周期表第ⅢA族元素，二者原子半径相差较小，可知两者位于同一周期相邻主族，由于X、Y的原子半径与W、Z原子半径相差很大，则X、Y应在第三周期，所以X为Mg元素，Y为Al元素．结合元素周期律知识解答该题； 【解析】A．同周期自左而右，金属性减弱，所以Mg、Al元素的金属性Mg＞Al，故A错误；B．Z为N元素，处于ⅤA族，价电子数为5，故B错误；C．离子电子层结构相同时，核电荷数越大离子半径越小，则离子半径，故C错误；D．Al的最高价氧化物Al2O3是两性氧化物，能溶于氢氧化钠，故D正确；答案选D。 【变式3-2】、、、是四种短周期主族元素，原子序数依次增大；的原子半径是同周期主族元素中最大的；、原子的最外层电子数之比为，其化合物常用于灭火，是地壳中含量最高的金属元素。下列说法错误的是 A．的电子式为 B．比周期数大2的同主族元素的原子序数为34 C．最高价氧化物对应水化物的碱性： D．与位于同一主族的元素均为金属元素 【答案】D 【分析】、、、是四种短周期主族元素，原子序数依次增大，是地壳中含量最高的金属元素，则是，的原子半径是同周期主族元素中最大的，则是，、原子的最外层电子数之比为，其化合物常用于灭火，则为，为。 【解析】A．是共价化合物，电子式为，A正确；B．比氧元素周期数大2的同主族元素为硒，其原子序数为34，B正确；C．元素金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性：，则碱性：，C正确；D．与位于同一主族，属于非金属元素，D错误；故选D。 ►问题四 微粒间作用力类型及其应用 【典例4】实现下列变化，需克服相同类型作用力的是(　　) A．石墨和氯化钠分别受热熔化 B．冰的融化和水的分解 C．NaCl和HCl溶于水 D．干冰和碘的升华 【答案】D 【解析】石墨熔化破坏共价键，NaCl熔化破坏离子键，A错误；冰的融化破坏氢键，水的分解破坏共价键，B错误；NaCl溶于水破坏离子键，HCl溶于水破坏共价键，C错误；干冰和碘的升华均破坏分子间作用力，D正确。 【解题必备】粒子间作用力判断常见错误 （1）认为有化学键破坏的变化一定是化学变化，如HCl溶于水破坏共价键是物理变化。 （2）认为物质在熔化时都破坏化学键，如HCl、S等熔化时不破坏化学键。 （3）认为物质中均含化学键，如稀有气体中不含化学键。 （4）认为只含非金属元素的化合物不存在离子键，如NH4NO3中存在离子键。 （5）认为金属与非金属之间不能形成共价键，如AlCl3中存在共价键。 （6）认为离子化合物中不存在共价键，如NaOH中存在共价键。 （7）认为共价化合物中存在离子键，根据离子化合物定义若含离子键一定是离子化合物。 （8）认为二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间存在分子间作用力，但分子间作用力只存在于由共价键形成的多数化合物分子之间和绝大多数非金属单质分子之间，二氧化硅、金刚石不是由分子构成的物质，故不存在分子间作用力。 【变式4-1】下列说法正确的是 A．干冰熔化时破坏了共价键 B．液态HI受热分解过程中，只破坏分子间作用力 C．水在液态时，除了单个水分子，还有几个水分子通过氢键结合而形成的缔合水分子（H2O）n的存在 D．NaHSO4溶于水时，离子键被破坏，共价键不受影响 【答案】C 【解析】A．干冰熔化时只破坏了分子间作用力，未破坏共价键，A错误；B．液态HI受热分解过程中会生成氢气和碘单质，破坏了分子间作用力和共价键，B错误；C．水分子间可形成氢键，故液态水中存在缔合水分子，C正确；D．NaHSO4溶于水电离成钠离子、氢离子、硫酸根离子，故不仅离子键被破坏，有共价键也有被破坏，D错误；故选C。 【变式4-2】下列物质发生变化时，所克服的粒子间相互作用属于同种类型的是 A．液溴和乙醇分别受热变为气体 B．干冰和氯化铵分别受热变为气体 C．硅和白磷分别受热熔化 D．氯化氢和蔗糖分别溶解于水 【答案】A 【解析】A．液溴和乙醇都是分子晶体，分别受热熔化克服分子间作用力，故A正确；B．干冰是分子晶体，变为气体时克服分子间作用力，氯化铵是离子晶体，克服了离子键，故B错误；C．硅是原子晶体，受热熔化克服了共价键；白磷是分子晶体，受热熔化分别克服了分子间作用力，故C错误；D．氯化氢是分子晶体，但溶于水完全电离，溶解时克服了共价键；葡萄糖是分子晶体，溶解时克服了分子间作用力，故D错误；答案选A。 1．下列说法不正确的是 A．CO2分子中每个原子都满足8电子稳定结构 B．H2O很稳定，是因为H2O分子间存在氢键 C．化学键可以使离子相结合，也可以使原子相结合 D．NaCl晶体熔化时破坏了离子键 【答案】B 【解析】A．CO2分中C原子中的最外层电子为4，形成4个共用电子对，O原子中的最外层电子为6，形成2个共用电子对，所以每个原子的最外层都具有8电子稳定结构，故A正确；B．稳定性是化学性质，是由分子内共价键的强弱决定，与氢键无关，故B错误；C．化学键可以是原子之间的作用力，如共价化合物和多原子分子的单质等，也可以是离子之间的作用力，如离子晶体中阴阳离子之间的作用力，故C正确；D．NaCl是离子晶体，存在离子键，晶体熔化时要破坏离子键，故D正确；答案选B。 2．下列化学用语正确的是 A．S的原子结构示意图： B．的电子式： C．的结构式： D．用电子式表示的形成过程： 【答案】D 【解析】A．S的原子结构示意图：，A错误；B．为共价化合物，电子式：，B错误；C．HClO分子中O原子分别与H、Cl共用一对电子，结构式：H-O-Cl，C错误；D．钾失去1个电子、氯得到1个电子，两者形成离子化合物氯化钾，D正确；故选D。 3．下列有关元素周期表和元素周期律的叙述，正确的是 A．半导体芯片的元素可在周期表中金属与非金属的分界处寻找 B．同一周期主族元素对应的离子半径从左到右依次减小 C．最外层电子数为1的主族元素都极易失电子，都具有很强的金属性 D．Cl的非金属性强于S，则含氧酸酸性：HClO＞H2SO4 【答案】A 【解析】A．在金属元素和非金属元素分界区域的元素通常既具有金属性又具有非金属性，可以在此寻找良好的半导体芯片的元素，如硅等，故A正确；B．同周期主族元素原子半径依次减小，形成的离子包含阳离子和阴离子，阴离子比阳离子多一个电子层，阴离子半径大于阳离子半径，如Cl-大于Na+的半径，故B错误；C．氢元素的原子是最外层电子数为1的主族元素，没有很强的金属性，故C错误；D．HClO不是Cl元素最高价氧化物的水化物，HClO的酸性弱于H2SO4，故D错误；答案选A。 4．合成新物质是研究化学的主要目的之一，意大利科学家合成了一种新型的氧分子(O4)，下列关于O4的说法中正确的是 A．等质量的O4和O2所含氧原子数目相同 B．O4是一种新型的化合物 C．O4和O3不互为同素异形体 D．1个O4分子由2个O2分子构成 【答案】A 【解析】A．依据氧元素守恒分析，O4和O2都是氧元素组成，等质量O4和O2氧元素质量相同，氧原子数相同，故A正确；B．化合物至少含有两种元素，O4是单质，故B错误；C．同种元素形成的不同单质是同素异形体，因此O4与O3是同素异形体，故C错误；D．分子中不可能含有分子，只能含有原子，1个O4分子由4个O原子构成，故D错误；故选：A。 5．已知X、Y、Z、W、R五种元素中，X是宇宙中最丰富的元素，Y元素原子最外层电子数是内层电子总数的2倍；Z元素原子最外层电子数比其次外层电子数多4个；W元素原子K层和M层电子总数比其L层电子数多1个；R元素原子最外层有1个电子，其阳离子与Z的阴离子电子核外电子总数相同。下列说法中正确的是 A．上述五种原子中一定都含有质子、电子和中子 B．X、Y、Z只能形成一种化合物 C．为非电解质 D．RW只有在水溶液中才能发生电离 【答案】C 【分析】宇宙中最丰富的元素为H元素，即X为H元素；Y元素原子最外层电子数是内层电子总数的2倍，则内层为2个电子，最外层为4个电子，则Y为C元素；Z元素原子最外层电子数比其次外层电子数多4个，次外层只能是2个电子，则Z为O元素；W元素原子K层和M层电子总数比其L层电子数多1个，即K层和M层共9个电子，K层2个电子，M层7个电子，W为Cl元素；Z的阴离子为O2-，有10个电子，则R为Na元素，据此分析。 【解析】A．普通H原子没有中子，故A错误；B．H、C、O可以形成碳酸以及多种有机物，故B错误；C．CO2是非金属氧化物，是非电解质，故C正确；D．NaCl在水溶液和熔融状态下都能电离，故D错误；答案选C。 6．下列有关放射性核素氘的表述不正确的是 A．原子核外电子数为1 B．原子核内中子数为3 C．与化学性质基本相同 D．具有放射性 【答案】B 【解析】A．左上角为质量数，左下角为质子数，而原子的质子数=核外电子数，因此原子核外电子数为1，A正确；B．原子核内中子数=质量数-质子数=3-1=2，B错误；C．与均是由氢元素组成的氢气，化学性质基本相同，C正确；D．中有放射性核素氘，因此具有放射性，D正确；答案选B。 7．元素周期表揭示了化学元素间的内在联系，下列有关元素周期表的说法不正确的是 A．俄国化学家门捷列夫编制了第一张元素周期表 B．周期表中最外层电子数相同的元素都排列在同一列中 C．周期表中一共有18列，但只有16个族 D．随着人们的认识发展，周期表也在不断地发展变化着 【答案】B 【解析】A．俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，并编制出第一张元素周期表，A正确；B．原子的最外层电子数相同的元素，不一定为同族元素，如K、Cu的最外层电子数均为1，分别为主族和副族元素，B错误；C．元素周期表有18个纵列，共有7个主族、8个副族、1个0族，只有16个族，C正确；D．随着人们的认识发展，不断有新的元素被发现，周期表也在不断地发展变化着，D正确；故答案为：B。 8．根据元素周期律回答下列问题： （1）O、F、S简单离子半径由大到小的顺序为 (用离子符号表示)；CO2的结构式为 ，H2O的电子式为 。 （2）C、O简单氢化物的沸点由大到小的顺序为 (用化学式表示)；元素周期表中，非金属性最强的元素是 (填元素符号，下同)，短周期主族元素中原子半径最大的是 。 （3）由H、N、O所形成的离子化合物是 (填化学式)，所含化学键类型为 。 （4）Na的最高价氧化物对应的水化物与Al的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式为 。 【答案】（1）S2-> O2-> F- （2）H2O>CH4 F Na （3）NH4NO3 离子键、共价键 （4）OH-+Al(OH)3=[Al(OH)4]- 【解析】（1）同主族元素硫的电子层数比氧多，因此S2-的半径大于O2-。氧和氟离子在同一电子层，且离子的核外电子排布相同，但O2-的核电荷数小于F-，原子核对电子的吸引力弱，因此O2-半径大于F-，因此S2-> O2-> F-；CO2的结构式为 ；H2O的电子式为 ；（2）C、O简单氢化物分别为H2O和CH4，其中H2O分子间含有氢键，H2O分子间作用力大于CH4，故H2O沸点更高；元素周期表中，非金属性最强的元素是右上角的F元素；在同一主族内，电子层随着原子序数的增加，因此同主族从上至下原子半径逐渐增大，在同一周期内，随着原子序数的增加，核电荷逐渐增加，电子层数保持不变，电子被吸引得更紧密，因此从同周期左到右原子半径逐渐减小，短周期主族元素中原子半径最大的是Na；（3）由H、N、O所形成阳离子有 等,阴离子有 等，因此形成的离子化合物可以是NH4NO3；（4）Na的最高价氧化物对应的水化物（NaOH）与Al的最高价氧化物对应的水化物（Al(OH)3）反应的离子方程式为OH-+Al(OH)3=[Al(OH)4]-。 1．下列分子的电子式书写正确的是 A．氨气 B．四氯化碳 C．氮气 D．二氧化碳 【答案】C 【解析】A．N最外层有5个电子，与3个H形成3对共用电子，形成8电子稳定结构，N最外层电子未全部标出，A项错误；B．Cl最外层有7个电子，4个Cl与1个C形成4对共用电子，使各自最外层达到8电子稳定结构，Cl最外层电子未全部标出，B项错误；C．在中，2个N之间形成3对共用电子，使各自最外层达到8电子稳定结构，C项正确；D．在中，C必须与每个O之间形成2对共用电子，才能达到8电子稳定结构，D项错误；故选C。 2．活着的生物体内/值基本不变，死亡后会衰变为其他种类的原子而减少，而基本不变。资料：衰变到原来数目一半所需的时间为5730年。下列说法不正确的是 A．与均位于元素周期表中第二周期，第ⅣA族 B．与含有的中子数分别为8和6 C．4.4g的与的混合物中的碳原子数目约为个 D．测定死亡生物体残骸中的含量可用于生物死亡年代的确定 【答案】C 【解析】A．C含有两个电子层，最外层电子数为4，14C与12C位于元素周期表的第二周期第ⅣA族，A正确；B．元素符号左上角为质量数，14C与12C含有的质量数分别为14和12，含有的中子数分别为8和6，B正确；C．已知14CO2的摩尔质量为46g/mol，12CO2的摩尔质量为44g/mol，故4.4g的14CO2与12CO2的混合物中的碳原子数目小于6.02×1022个，C错误；D．14C随生物体的吸收代谢，经过食物链进入活的生物体中，14C具有放射性，仍不断衰变减少，依据半衰期计算年代，D正确；故答案为：C。 3．下列有关化学键与物质构成说法正确的是 A．、均为共价化合物，分子中各原子均满足8电子稳定结构 B．属于离子化合物，该物质中只存在离子键 C．在和中，均存在共价键 D．置于潮湿空气中既有旧离子键和共价键破坏，又有新离子键和共价键形成 【答案】D 【解析】A．为单质，不属于化合物，故A错误；B．属于离子化合物，其电子式为，铵根离子中存在氮氢共价键，即该物质中既存在离子键、又存在共价键，故B错误；C．的电子式为，过氧化钠中既有离子键又有共价键，的电子式为，氯化钙中只有离子键没有共价键，故C错误；D．置于潮湿空气中，和水反应的化学方程式为2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑，该反应中既有Na2O2中离子键的破坏、水中共价键的破坏，又有NaOH中离子键的形成、O2中共价键的形成，故D正确；答案为：D。 4．六种短周期主族元素的关系如图所示，其中X是地壳中含量最多的元素，T的最外层电子数是其最内层电子数的2倍。下列说法中错误的是 A．元素Z、W、R、T的最高正化合价均等于其主族序数 B．离子半径： C．Y是非金属性最强的元素 D．最高价氧化物对应水化物的碱性： 【答案】D 【分析】X是地壳中含量最多的元素，则X为O，T的最外层电子数是其最内层电子数的2倍，则T为Si，再根据半径大小关系得到Y为F，Z为Na，W为Mg，R为Al。 【解析】A．由最高正化合价等于最外层电子数，等于其主族族序数可知，元素Z、W、R、T的最高正化合价均等于其族序数，A正确；B．具有相同电子层结构的离子，核电荷数越小，其离子半径越大，离子半径：，B正确；C．同主族从上到下非金属性逐渐减弱，同周期从左到右非金属性逐渐增强，因此Y(F)是非金属性最强的元素，C正确；D．同周期从左到右金属性逐渐减弱，其最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，因此最高价氧化物对应水化物的碱性，D错误；故选D。 5．下列各组物质中，化学键类型完全相同的是 A．HI和NaI B．Na2O2和NaOH C．NaCl和CO2 D．H2S和CH4 【答案】D 【解析】A．HI含有共价键，NaI含有离子键，化学键类型不同，A错误；B．Na2O2含有离子键和非极性共价键，NaOH含有离子键和极性键，B错误；C．NaCl含有离子键，CO2含有极性键，化学键不同，C错误；D．H2S和CH4都只含有极性共价键，D正确；故选D。 6．元素周期律的发现和元素周期表的诞生开创了化学科学的新纪元，下列说法错误的是 A．根据元素周期律，碱性： B．第ⅥA族元素，原子半径越小，对应元素的非金属性越强 C．利用元素周期表可以在过渡元素中寻找优良催化剂 D．同周期第ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数之差可能为1、11或25 【答案】A 【解析】A．根据元素周期律，同主族元素从上往下金属性逐渐增强，最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，则碱性：，A错误；B．同主族元素从上往下原子半径逐渐增大，非金属性逐渐减弱，第ⅥA族元素，原子半径越小，对应元素的非金属性越强， B正确；C．过渡元素都是金属元素，可以在过渡元素中寻找优良催化剂，C正确；D．第二、三周期中第IIA族与第ⅢA的元素原子序数之差为1，第四、五周期中第IIA族与第ⅢA的元素原子序数之差为11，第六、七周期中第IIA族与第ⅢA的元素原子序数之差为25，D正确；故选A。 7．下列关于物质性质的比较，正确的是 A．原子半径大小： B．氢化物稳定性： C．酸性强弱： D．碱性强弱： 【答案】B 【解析】A．电子层数越多半径越大，电子层数相同，质子数越多半径越小，原子半径Na>S>O，故A错误；B．O、F都在第二周期，同周期从左向右非金属性在增强，则氢化物稳定性，O、S都第ⅥA族，同主族从上向下非金属性在减弱，则氢化物稳定性，故B正确；C．因非金属性，则最高价氧化物对应的水化物的酸性为，故C错误；D．Mg、Ca都在第ⅡA族，同主族从上向下金属性在增强，则金属性，碱性强弱：，故D错误；选B。 8．微观世界的奥秘：对微观粒子的研究打开了新世界的大门，每一种微观粒子的应用都给我们的文明带来了重大变革。 （1）已知四种短周期主族元素在周期表中相对位置如下图所示。下列说法正确的是____ ① ② ③ ④ A．②、④两元素的最高化合价一定相等 B．①、③原子序数差一定等于 8 C．③、④的最高价氧化物对应的水化物一定能反应 D．若①的最外层电子数是核外电子层数的3倍，则②的单质一定具有强氧化性 （2）下列化学用语正确的是____ A．CO2分子的电子式为： B．核内质子数为 117，核内中子数为 174 的核素 Ts 可表示为：Ts C．Cl-的离子结构示意图为 D．HClO 的结构式为 H − O − Cl （3）现有下列物质：①H2②Na2O2    ③NaOH  ④H2O2⑤CaCl2    ⑥NH4NO3⑦H2S，只由离子键构成的物质是 (填序号，下同)，属于共价化合物的是 。 （4）某元素的一种同位素X的质量数为A，含N个中子，它与1H 原子组成 HmX 分子，在a克 HmX 分子中含质子的物质的量是 。 （5）X、Y、Z、W 为原子序数依次增大的四种短周期主族元素，X、Y、Z 原子最外层的电子数之和与 W 原子最外层的电子数相等，X 的最低负价为-4，Y 的周期数是族序数的 3 倍。下列说法正确的是____ A．原子半径：Y>Z>X B．Y 的最高价氧化物对应的水化物的碱性比 Z 的弱 C．W 的氧化物对应的水化物的酸性一定比 X 的强 D．W 分别与 X、Z 形成的化合物所含的化学键类型相同 【答案】（1）BD （2）AD （3）⑤ ④⑦ （4）mol （5）A 【分析】（5）X、Y、Z、W 为原子序数依次增大的四种短周期主族元素，X 的最低负价为-4，X位于第ⅣA族，Y 的周期数是族序数的 3 倍，Y只能位于第三周期，Y是Na，则X是C，X、Y、Z 原子最外层的电子数之和与 W 原子最外层的电子数相等，由于最外层电子数不能超过7个，则Y是Mg，Z是Cl，据此解答。 【解析】（1）根据图中四种短周期元素的相对位置可判断四种元素位于过渡元素的右侧。 A．②、④两元素的最高化合价不一定相等，例如F没有正价，Cl的最高价是+7价，A错误；B．①、③分别位于第二周期和第三周期，原子序数差一定等于 8，B正确；C．③、④的最高价氧化物对应的水化物不一定能反应，例如硫酸和高氯酸不反应，C错误；D． 若①的最外层电子数是核外电子层数的3倍，①是O，②是F，则②的单质一定具有强氧化性，D正确；答案选BD。 （2）A．CO2分子是共价化合物，电子式为：，A正确；B．核内质子数为 117，核内中子数为 174 的核素Ts的质量数为117+174=291，可表示为：Ts，B错误；C．Cl-的离子结构示意图为，C错误；D．HClO的电子式为，结构式为 H－O－Cl，D正确；答案选AD。 （3）①H2是由共价键形成的单质；②Na2O2中含有离子键和共价键，属于离子化合物；③NaOH中含有离子键和共价键，属于离子化合物；④H2O2中含有共价键，属于共价化合物；⑤CaCl2中只有离子键，属于离子化合物；⑥NH4NO3中含有离子键和共价键，属于离子化合物；⑦H2S中含有共价键，属于共价化合物；因此只由离子键构成的物质是⑤，属于共价化合物的是④⑦。 （4）某元素的一种同位素X的质量数为A，含N个中子，质子数是A－N，它与1H 原子组成 HmX 分子，其摩尔质量是（A+m）g/mol，质子数是A-N+m，因此在a克 HmX 分子中含质子的物质的量是mol。 （5）根据以上分析可知X、Y、Z、W分别是C、Na、Mg、Cl，则 A．同主族从上到下原子半径逐渐增大，同周期自左向右原子半径逐渐减小，原子半径：Na>Mg>C，A正确；B．金属性Na强于Mg，Na的最高价氧化物对应的水化物的碱性比Mg 的强，B错误；C．Cl的氧化物对应的水化物的酸性不一定比C的强，例如次氯酸的酸性弱于碳酸，C错误；D．Cl分别与 C、Mg形成的化合物所含的化学键类型不相同，前者是共价键，后者是离子键，D错误；答案选A。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！6 学科网（北京）股份有限公司 $$