专题04 物质结构　元素周期律-【寒假自学课】2025年高一化学寒假提升精品讲义（人教版2019）

专题04 物质结构　元素周期律 考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢 重点专攻：知识点和关键点梳理，查漏补缺 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 提升专练：真题感知+提升专练，全面突破 一、原子的构成与原子核外电子排布 1．构成原子的微粒及其性质 原子 2．质量数 (1)概念：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，常用A表示。 (2)构成原子的粒子间的两个关系 ①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 ②质子数＝核电荷数＝核外电子数。 3．电子层 (1)概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。 (2)不同电子层的表示及能量关系 各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 字母代号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量高低 由低到高 4.核外电子排布规律 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每个电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层数） ③最外层电子数不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个） 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） ⑤倒数第三层电子数目不能超过32个（K层为倒数第三层时不能超过2个） 5．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 (1)钠的原子结构示意图： (2)画出下列原子或离子的结构示意图。 ①S，S2－； ②Ca，Ca2＋。 【归纳总结】 (1)简单离子中，质子数与核外电子数的关系 阳离子(Rm＋) 质子数＞电子数 质子数＝电子数＋m 阴离子(Rm－) 质子数＜电子数 质子数＝电子数－m (2)与Ne电子层结构相同的阳离子有：Na＋、Mg2＋、Al3＋；阴离子有：F－、O2－、N3－等。 6．巧记“10电子微粒”和“18电子微粒” 核外电子总数相等的微粒可以是分子 ，也可以是离子；可以是单核微粒，也可以是多核微粒。电子总数相同的微粒： （1）核外有10个电子的微粒 分子：Ne、HF、H2O、 NH3、 CH4 阳离子：Na+、Mg2+、 Al3+、 H3O+、NH4+ 阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。 （2）核外有18 个电子的微粒 分子： Ar、HC1、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6等 阳离子： Ca2+、K+ 阴离子：P3-、S2-、Cl-、HS -。 （3）核外电子总数及质子总数均相同的粒子 Na+、NH4+、H3O+ ；F-、OH-、NH2-；Cl-、HS- ；N2、CO等。 7．“8电子稳定结构”的判断方法 （1）经验规律法 ①分子中的氢原子不满足8电子结构； ②一般来说，在ABn型分子中，若某元素原子最外层电子数＋|化合价|＝8，则该元素原子的最外层满足8电子稳定结构。如CO2分子中，碳元素的化合价为＋4，碳原子最外层电子数为4，二者之和为8，则碳原子满足最外层8电子稳定结构，同理知氧原子也满足最外层8电子稳定结构。 （2）成键数目法 若该原子达到所需成键数目，则为8电子结构，若未达到或超过所需成键数目则不为8电子结构，如PCl5中的P，BeCl2中的Be。 二、元素周期表的编排原则与结构 1．元素周期表的编排原则 (1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号。 (2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 (3)横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 (4)纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 (1)周期 (2)族 个数 元素周期表中有18个纵列，共有16个族 特点 主族元素的族序数＝最外层电子数 分类 主族 共有7个，包括第ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族 副族 共有7个，包括第ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB族 Ⅷ族 包括第8、9、10三个纵列 0族 占据元素周期表的第18纵列，最外层电子数为8(He为2) (3)常见族的别称 族 别名 第ⅠA族(除氢外) 碱金属元素 第ⅦA族 卤族元素 0族 稀有气体元素 【归纳总结】元素周期表中的序差规律 1．序差规律 （1）同周期相邻主族元素的“序数差”规律 ①除第ⅡA族和第ⅡA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。 ②同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、第七周期相差25。 （2）同主族相邻元素的“序数差”规律 ①第二、第三周期的同族元素原子序数相差8。 ②第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18。 ③第四、第五周期的同族元素原子序数相差18。 ④第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32。 ⑤第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。 2．奇偶差规律 元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。 三、核素　同位素 1．元素 (1)概念：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称。 (2)决定元素种类的是质子数。 2．核素 (1)概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 (2)表示方法——原子符号 (3)实例 ①质子数为19，中子数为20的核素为K； ②质子数为6，中子数为6的核素为C； ③核素C的质子数为6，中子数为8。 (4)决定原子(核素)种类的是质子数和中子数。 3．同位素 (1)概念：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(即同一元素的不同核素互称为同位素)。“同位”是指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置。 (2)氢元素的三种核素互为同位素 H H H 名称 氕 氘(重氢) 氚(超重氢) 符号 H D T 质子数 1 1 1 中子数 0 1 2 (3)同位素的特征 ①同一种元素的各种同位素的化学性质几乎相同；物理性质略有差异。 ②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的比率。 (4)常见同位素的用途(同位素与用途之间连线) 【归纳提升】 (1)一个信息丰富的符号解读 X (2)元素、核素、同位素、同素异形体的联系 四、碱金属元素 1．碱金属元素的对比 元素名称 元素符号 核电荷数 原子结构示意图 最外层电子数 电子层数 原子半径 / nm 锂 Li 3 1 2 0.152 钠 Na 11 1 3 0.186 钾 K 19 1 4 0.227 铷 Rb 37 1 5 0.248 铯 Cs 55 1 6 0.265 （1）碱金属元素原子结构的特点： ①相同点：碱金属元素原子的最外层都有1个电子， ②不同点：碱金属元素原子的核电荷数和电子层数各不相同。 （2）碱金属元素性质的相似性和递变性 ①相似性：由于碱金属元素原子最外层都只有一个电子，所以都容易失去最外层电子，都表现出很强的金属性，化合价都是+1价。 ②递变性：随着核电荷数的递增，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，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，失电子能力逐渐增强，故从锂到铯，金属性逐渐增强。 【特别提醒】元素金属性强弱可以从其单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度，以及它们的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来比较。 （3）碱金属单质的性质 ①化学性质： 碱金属单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物等化合物；都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气；并且随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越剧烈。 4Li+O22Li2O 2Na+O2Na2O2 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 2K+2H2O==2KOH+H2↑ 2.对比钾、钠与氧气、水的反应 实验内容 现象 结论或解释（化学方程式） 与氧气反应 钠在空气中燃烧 钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体 2Na+O2Na2O2 钾在空气中燃烧 钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色固体 K+O2KO2（超氧化钾） 碱金属与水反应 钠与水的反应 钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处游动嘶嘶作响，最后消失 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 钾与水的反应 钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，最后消失 2K+2H2O==2KOH+H2↑ 【注意事项】 a．钠、钾在实验室中都保存在煤油中，所以取用剩余的金属块可放回原试剂瓶中，并且使用前要用滤纸把表面煤油吸干。 b．对钠、钾的用量要控制；特别是钾的用量以绿豆粒大小为宜。否则容易发生爆炸危险。 c．对碱金属与水反应后的溶液，可用酚酞试液检验生成的碱。 ②物理性质 碱金属单质 颜色和状态 密度／g·cm－3 熔点／℃ 沸点／℃ 锂（Li） 银白色、柔软 0.534 180.5 1347 钠（Na） 银白色、柔软 0.97 97.81 882.9 钾（K） 银白色、柔软 0.86 63.65 774 铷（Rb） 银白色、柔软 1.532 38.89 688 铯（Cs） 略带金属光泽、柔软 1.879 28.40 678.4 a．相似性：除铯外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性也都很好；碱金属的密度都比较小，熔点也都比较低。 b．递变性：随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大（钾除外）；熔沸点逐渐降低。 3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R表示碱金属元素) (2)递变性 具体表现如下(按从Li→Cs的顺序) ①与O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。 ②与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。 ③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。 即碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH 五、卤族元素 1．原子结构的特点 【特别提醒】 ①相同点：最外层电子数都是7个。 ②不同点：核电荷数和电子层数不同。 2．卤素单质的物理性质 卤素单质 颜色和状态 密度 熔点／℃ 沸点／℃ F2 淡黄绿色气体 1.69 g / L（15℃） －219.6 －188.1 Cl2 黄绿色气体 3.215 g / L（0℃） －101 －34.6 Br2 深红棕色液体 3.119 g / cm3（20℃） －7.2 58.78 I2 紫黑色固体 4.93 g / cm3 113.5 184.4 【特别提醒】随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；状态由气→液→固；密度逐渐增大；熔沸点都较低，且逐渐升高。 3．卤素单质与氢气反应 F2＋H2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢很稳定 Cl2＋H22HCl 光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定 Br2＋H22HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定 I2＋H22HI 不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下同时分解为H2和I2，是可逆反应 【特别提醒】随着核电荷数的增多，卤素单质（F2、Cl2、Br2、I2）与氢气反应的剧烈程度逐渐减弱，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱：HF>HCl >HBr >HI；元素的非金属性逐渐减弱：F>Cl>Br>I。 4．卤素单质间的置换反应 实验探究：对比卤素单质（Cl2、Br2、I2）的氧化性强弱 实验内容 将少量氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。 将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。 现象 静置后，液体均分为两层。上层液体均呈无色，下层液体分别呈橙色、紫色。 静置后，液体分为两层。上层液体呈无色，下层液体呈紫色。 方程式 ①2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2 ②2KI+Cl2==2KCl+I2 ③2KI+Br2==2KBr+I2 结论 随着核电荷数的增加，卤素单质的氧化性逐渐减弱：Cl2>Br2>I2 5.卤族元素的相似性和递变性 （1）相似性：最外层电子数都是7个，化学反应中都容易得到1个电子，都表现很强的非金属性，其化合价均为－1价。 （2）递变性：随着核电荷数和电子层的增加，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，元素原子的得电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱。卤素单质的氧化性逐渐减弱。 【特别提醒】元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或单质与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。 6.卤素的特殊性 （1）氟无正价，无含氧酸；氟的化学性质特别活泼，遇水生成HF和O2，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀玻璃。氟化银易溶于水，无感光性。 （2）氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。 （3）溴是常温下唯一液态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴对橡胶有较强腐蚀作用。 （4）碘为紫黑色固体，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。 7.卤素元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用X代表卤族元素)： 单质X2 化合物→最高价氧化物对应水化物(除氟外)都为强酸 (2)递变性 具体表现如下： ①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即： 稳定性：HF>HCl>HBr>HI； 还原性：HF<HCl<HBr<HI； 酸性：HF<HCl<HBr<HI。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4>HBrO4>HIO4。 六、1～18号元素性质的周期性变化规律 1．原子最外层电子排布变化规律 周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 第二周期 3→10 2 1→8 第三周期 11→18 3 1→8 规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论 第一周期 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体) 第二周期 3→9 0.152→0.071大→小 第三周期 11→17 0.186→0.099大→小 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化 3．元素的主要化合价 周期序号 原子序数 主要化合价 结论 第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8 第二周期 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化 【归纳总结】 1．主族元素主要化合价的确定方法 (1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 (2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 (3)H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 2．氢化物及其最高价含氧酸的关系 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 七、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 1.以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。 第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。 2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究 ①原理：金属与水反应置换出H2的难易。 ②实验操作： ③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。 ④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑。 结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg。 (2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究 Al Mg 原理 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应的化学方程式　　 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl ===MgCl2＋ 2H2O 实验结论 金属性：Mg>Al (3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱 中强碱(属于弱碱) 两性氢氧化物 碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 结论 金属性：Na>Mg>Al 3.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律 Si P S Cl 最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3：弱酸 H3PO4：中强酸 H2SO4：强酸 HClO4：强酸 酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强 4.同周期元素性质递变规律 同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 5.元素周期律 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 八、元素在周期表中的分布及性质规律 1.同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外) 项目 同周期(从左至右) 同主族(自上而下) 电子层数 相同 逐一增加 最外层电子数 逐一增加(除第一周期外均为1～7) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸、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 非金属形成气态氢化物难易程度 由难到易 由易到难 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价(－4)～(－1) 最高正价=主族序数， 最低负价=－(8－族序数) 2.元素周期表的金属区和非金属区 (1)金属性强的在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)，非金属性强的在周期表的右上方(稀有气体除外)，最强的是F。 (2)分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。 3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系 (1)同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。 (2)主族元素最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数。 (3)非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。 九、元素周期表和周期律的应用 1．预测元素及其化合物的性质 根据元素周期表和元素周期律，互相交流讨论，填写下表： 元素名称及符号 溴(Br) 原子序数 35 是金属还是非金属 非金属 原子结构示意图 最高正价 ＋7 最低负价 －1 中间价 ＋1、＋3、＋5 预测依据 氯元素有＋1、＋3、＋5的化合物 最高价氧化物 Br2O7 最高价氧化物的水化物 HBrO4 酸性 HClO4>HBrO4> H2SeO4 稳定性 H2Se<HBr<HCl 还原性 Se2－>Br－>Cl－ 2.寻找有特殊用途的新物质 十、“位、构、性”三者的关系 1．元素的结构、位置与性质之间的关系 元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。 2．解答元素推断题的一般思路 (1)由元素原子或离子的核外电子排布推断 (2)由元素单质或化合物的性质(特性)推断 (3)由元素在周期表中的位置推断 3．短周期主族元素的某些特殊性质 (1)原子半径最小的元素是氢元素，最大的是钠元素。 (2)气体单质密度最小的元素是氢元素。 (3)元素原子的原子核中只有质子没有中子的元素是氢元素。 (4)原子序数、电子层数、最外层电子数都相等的元素是氢元素。 (5)与水反应最剧烈的金属单质是Na，非金属单质是F2。 (6)气态氢化物最稳定的元素是F。 (7)只有负价而无正价的元素是F。 (8)最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是Cl，碱性最强的元素是Na。 十一、离子键 1．从微观角度理解氯化钠的形成过程 不稳定的钠原子和氯原子通过得失电子后最外层都达到8电子稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，两种带相反电荷的离子通过静电作用结合在一起，形成新物质氯化钠。 2．离子键和离子化合物 (1)离子键 (2)离子化合物 (3)关系：离子化合物一定含有离子键，含离子键的化合物一定是离子化合物。 十二、电子式 1．电子式的定义 在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫做电子式。 2．电子式的书写 (1)原子的电子式：以第三周期元素为例 Na原子：·Na Mg原子：Mg或·Mg· Al原子： 或·· Si原子：·或·· P原子：· S原子：·· Cl原子：· Ar原子： 【提示】每个方向最多一对电子(两个电子)。 (2)简单阳离子的电子式： 简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示，例如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等。 (3)简单阴离子的电子式： 画出最外层电子数，用“[　]”括起来，并在右上角标出“”以表示其所带的电荷。例如： 氯离子、硫离子。 (4)离子化合物的电子式： 氧化钙：、硫化钾。 【提示】相同离子不合并，分列在另一离子的周围。 3．用电子式表示下列物质的形成过程 左边写原子的电子式，右边写离子化合物的电子式，中间用“―→”连接，例如： (1)NaCl：。 (2)MgBr2：。 【易错警示】书写电子式的注意事项 (1)一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。 (2)同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。 (3)“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。 (4)在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，也不能写成。 (5)用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的电子式。 十三、共价键 1．从微观角度理解氯气的形成过程 → →→ 用电子式表示其形成过程。 2．共价键和共价化合物 (1)共价键 (2)共价化合物 3．共价分子结构的表示方法 (1)电子式 如H2：HH；N2：N⋮⋮N； NH3：。 (2)结构式 化学上，常用“—”表示1对共用电子对，如氯分子可表示为“Cl—Cl”，这种图示叫做结构式。 【归纳总结】 1．下列微粒或物质的电子式 (1)NH：； (2)OH－：； (3)NH4Cl：； (4)NaOH：。 2．下列物质的电子式 (1)H—O—Cl：； (2)H2O2：。 3．用电子式表示下列共价分子的形成过程 (1)H2：H·＋·H―→H∶H； (2)NH3：； (3)CO2：。 【特别提醒】 (1)电子式中各原子一般均达8e－(H为2e－)稳定结构。 (2)复杂阴、阳离子用“[　]”，在“[　]”外，标明离子带的电荷数，如Na2O2中O的电子式为：[]2－。 十四、化学键及分类 1．化学键 (1)化学键 (2)化学反应的本质：一个化学反应过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。 2．离子化合物与共价化合物的比较 离子化合物 共价化合物 概念 由离子键构成的化合物 以共用电子对形成分子的化合物 构成粒子 阴、阳离子 原子 粒子间的作用 离子键 共价键 熔、沸点 较高 一般较低，少部分很高(如SiO2) 导电性 熔融状态或水溶液导电 熔融状态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖) 3. 分子间作用力 定义 把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力 特点 ①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质； ②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用力。 变化规律 一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高。例如，熔、沸点：I2Br2Cl2F2。 4.氢键 定义 分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用 形成条件 除H外，形成氢键的原子通常是O、F、N。 存在 氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。 性质影响 ①存在氢键的物质，其熔、沸点明显高于同族同类物质。如H2O的熔、沸点高于H2S。 ②氨极易液化，是因为NH3分子间存在氢键；NH3极易溶于水，也是因为NH3分子与H2O分子间易形成氢键。 ③水结冰时体积膨胀、密度减小，是因为在水蒸气中水以单个的H2O分子形式存在；在液态水中，经常是几个水分子通过氢键结合起来，在固态水（冰）中，水分子大范围地以氢键互相联结,形成相当疏松的晶体,从而在结构中有许多空隙,造成体积膨胀,密度减小，因此冰能浮在水面上。 强化点一 “四同法”比较微粒半径的大小 1．同周期——“序大径小” (1)规律：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 (2)举例：r(Na) >r(Mg) >r(Al) >r(Si) >r(P) >r(S) >r(Cl)。 2．同主族——“序大径大” (1)规律：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。 (2)举例：r(Li) <r(Na) <r(K) <r(Rb) <r(Cs)，r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。 3．同元素不同微粒半径 (1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。 某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。 如：r(Na+)<r(Na)；r(Cl−) >r(Cl)。 (2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。 带电荷数越多，粒子半径越小。 如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 4．同结构——“序大径小” (1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 (2)举例：r(O2−) >r(F−) >r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 【易错警示】 “一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 “二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 “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。 所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 强化点二 元素金属性、非金属性强弱的比较 1．金属性强弱的判断方法 金属性是指金属元素原子在化学反应中失电子的能力，通常用如下两种方法判断其强弱： (1)根据金属单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度判断，置换出氢气越容易，则元素的金属性越强。 (2)根据金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱判断，碱性越强，则元素的金属性越强。 2．非金属性强弱的判断方法 非金属性是指非金属元素原子得电子的能力，通常用如下两种方法判断： (1)根据非金属单质与H2化合的难易程度、生成气态氢化物的稳定性判断，越易化合，生成的气态氢化物越稳定，则元素的非金属性越强。 (2)根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断，酸性越强，则元素的非金属性越强。 3．其他判断方法 (1)根据置换反应，金属性较强的金属单质可以置换金属性较弱的金属单质；非金属性较强的非金属单质可以置换非金属性较弱的非金属单质。 (2)根据离子的氧化性或还原性强弱，金属单质的还原性越强，则简单阳离子的氧化性越弱；非金属单质的氧化性越强，对应简单阴离子的还原性越弱。 4. 元素的金属性和非金属性强弱的判断 金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关) 判断方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强 ⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强 非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关) 判断方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 ④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强 【特别提醒】 ①通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。 ②非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如非金属性：O>Cl，但Cl2比O2活泼，原因是O2中存在O=O双键，比Cl—Cl单键难断裂。 强化点三 “位—构—性”与元素的综合推断 1．元素“位—构—性”关系 元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。 2．元素“位—构—性”关系在解题中的应用 强化点四 物质变化过程中化学键的变化 1．化学反应过程 (1)化学键的变化：化学反应过程包含反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成，如H2＋Cl22HCl。 (2)实质：两过程不可分割 2．物质的溶解或熔化过程 (1)离子化合物的溶解或熔化的过程 离子化合物电离阴、阳离子 如NaCl在水中或熔化时的电离：NaCl===Na＋＋Cl－。 注：一些特殊的离子化合物，可以和水发生反应，如Na2O2溶于水既有离子键又有共价键被破坏。 (2)共价化合物的溶解或熔化过程 ①溶解过程 ②熔化过程 (3)单质的熔化或溶解过程 单质的特点 化学键变化 举例 由分子构成的固体单质 熔化或升华时只破坏分子间作用力，不破坏化学键 P4的熔化，I2的升华 由原子构成的单质 熔化时破坏共价键 金刚石或晶体硅 能与水反应的某些活泼非金属单质 溶于水后，分子内共价键被破坏 Cl2、F2等 真题感知 1．（2024·广东卷）部分含或或物质的分类与相应化合价关系如图。下列推断合理的是 A．若a在沸水中可生成e，则a→f的反应一定是化合反应 B．在g→f→e→d转化过程中，一定存在物质颜色的变化 C．加热c的饱和溶液，一定会形成能产生丁达尔效应的红棕色分散系 D．若b和d均能与同一物质反应生成c，则组成a的元素一定位于第四周期 【答案】B 【解析】A．若a在沸水中可生成e，此时a为Mg，e为Mg（OH）2，即f为镁盐，a→f的反应有多种，可能为，该反应属于置换反应，可能为，该反应属于化合反应，综上a→f的反应不一定是化合反应，故A错误； B．e能转化为d，此时e为白色沉淀，d为红褐色沉淀，说明在g→f→e→d转化过程中，一定存在物质颜色的变化，故B正确； C．由题意得，此时能产生丁达尔效应的红棕色分散系为胶体，c应为铁盐，加热铁盐的饱和溶液，也有可能直接得到沉淀，故C错误； D．假设b为Al2O3，即d为，c为铝盐，Al2O3、与稀盐酸反应均生成铝盐，此时组成a的元素为Al，位于周期表p区；假设b为Fe2O3，即d为，c为铁盐，Fe2O3、与稀盐酸反应均生成铁盐，此时组成a的元素为Fe，位于第四周期，故D错误；故选B。 2．（2024·北京卷）我国科研人员利用激光操控方法，从原子束流中直接俘获原子，实现了对同位素的灵敏检测。的半衰期(放射性元素的原子核有半数发生衰变所需的时间)长达10万年，是的17倍，可应用于地球科学与考古学。下列说法正确的是 A．的原子核内有21个中子 B．的半衰期长，说明难以失去电子 C．衰变一半所需的时间小于衰变一半所需的时间 D．从原子束流中直接俘获原子的过程属于化学变化 【答案】A 【解析】A．的质量数为41，质子数为20，所以中子数为，A正确； B．的半衰期长短与得失电子能力没有关系，B错误； C．根据题意衰变一半所需的时间要大于衰变半所需的时间，C错误； D．从原子束流中直接俘获原子的过程没有新物质产生，不属于化学变化，D错误； 本题选A。 3．（2024·江苏卷）我国探月工程取得重大进展。月壤中含有Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表第二周期的是 A．O B．P C．Ca D．Fe 【答案】A 【解析】A．O元素位于元素周期表第二周期ⅥA，A符合题意； B．P元素位于元素周期表第三周期ⅤA，B不符合题意； C．Ca元素位于元素周期表第四周期ⅡA，C不符合题意； D．Fe元素位于元素周期表第四周期Ⅷ族，D不符合题意； 综上所述，本题选A。 4．（2024·上海卷）下列关于与说法正确的是 A．是同种核素 B．是同素异形体 C．比多一个电子 D．比多一个中子 【答案】D 【解析】A．与质子数相同、中子数不同，因此两者是不同种核素，A错误； B．同素异形体指的是同种元素的不同单质；与是两种不同的原子，不是单质，因此两者不是同素异形体，B错误； C．同位素之间质子数和电子数均相同，比多一个中子，C错误；     D．的中子数是10，只有9个中子，比多一个中子，D正确。 本题选D。 提升专练 1．（24-25高一上·河北邯郸·期末）若原子序数为x的某元素位于第ⅡB族，那么原子序数为x+1的元素位于 A．第ⅢB族 B．第ⅢA族 C．第ⅠB族 D．第ⅠA族 【答案】B 【解析】元素周期表中与第ⅡB族之后相邻的族为第ⅢA族﹐则原子序数为x+1的元素位于第ⅢA族，只有B项符合题意。故选B。 2．（2024高一上·山东淄博·期末）已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应的水化物的酸性相对强弱的顺序是，则下列判断不正确的是 A．气态氢化物的稳定性： B．非金属性： C．原子半径： D．原子最外层电子数： 【答案】C 【分析】已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素说明它们属同周期元素，最高价氧化物对应的水化物的酸性相对强弱的顺序是，X、Y、Z的最高化合价分别是+7、+6、+5，对应的元素分别为Cl、S、P； 【解析】A．X、Y、Z元素分别为Cl、S、P，同周期主族元素从左到右非金属性增强，故非金属性：，非金属性越强其简单气态氢化物的稳定性越强，气态氢化物的稳定性顺序为：，A正确； B．由A项分析，非金属性：Cl>S>P，即，B正确； C．X、Y、Z元素分别为Cl、S、P，同周期主族元素从左到右原子半径减小，则原子半径：，C错误； D ．X、Y、Z元素分别为Cl、S、P，原子最外层电子数分别为7、6、5，即：，D正确； 故选C。 3．（24-25高一上·湖南长沙·期末）下列有关第VIIA族元素说法中不正确的是 A．原子最外层电子数都是7 B．从F2到I2，氧化性逐渐增强 C．从F2到I2，颜色逐渐加深 D．熔、沸点： 【答案】B 【解析】A．族序数等于最外层电子数，则第ⅦA族原子最外层电子数都是7，A正确； B．同一主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，其单质的氧化性也逐渐减弱，则从到，得到电子的能力减小，氧化性逐渐减弱，B错误； C．从到，其单质的颜色分别为淡黄绿色(气体)、黄绿色(气体)、深红棕色(液体)、紫黑色(固体)，即颜色逐渐加深，C正确； D．卤素单质从上到下熔、沸点逐渐升高，则熔、沸点：，D正确；故选B。 4．（24-25高一上·浙江杭州·期末）下列关于碱金属元素和卤族元素的说法错误的是 A．由于钠和钾的原子结构极为相似，所以它们对应的碱都是强碱 B．通过钠与钾分别与水反应的剧烈程度可知，碱金属元素原子半径越大，失电子能力越强 C．碱金属元素的单质在氧气中燃烧均生成过氧化物 D．通过卤素单质与氢气反应所需要的反应条件难易，可以判断氯的非金属性比溴强 【答案】C 【解析】A．钠、钾原子的最外层都只有一个电子，原子结构极为相似，故都是强碱，A正确； B．碱金属元素原子半径越大，原子核对核外电子的吸引力越强，越易失去最外层电子，B正确； C．金属Li在中燃烧生成，C错误； D．元素的非金属性越强，越易与氢气反应，通过卤素单质与氢气反应所需要的条件难易，可以判断氯的非金属性比溴强，D正确；故选C。 5．（24-25高一上·辽宁·期末）下列有关元素周期表中第三周期主族元素的说法，正确的是 A．从左到右，原子半径逐渐增大 B．从左到右，金属性减弱，非金属性增强 C．从左到右，氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强 D．从左到右，简单离子的半径减小 【答案】B 【解析】A．同一周期主族元素电子层数相同，原子核对核外电子吸引力增大导致原子半径随着原子序数增大而减小，A错误； B．同一周期主族元素随着原子序数增大，其金属性减弱，非金属性增强，B正确； C．同一周期主族元素随着原子序数增大，其最高价氧化物对应的水化物的碱性减弱，酸性增强，C错误； D．第三周期主族元素，简单阴离子的半径大于阳离子，D错误；故选B。 6．（24-25高一上·广东珠海·期末）下列说法中不正确的是 A．将钠和镁分别投入冷水中，根据现象可判断钠与镁的金属活动性强弱 B．铁投入溶液中，能置换出铜，钠投入溶液中不能置换出铜，判断铁比钠的金属活动性强 C．根据酸性，可判断碳的非金属性弱于硫 D．根据与分别与足量的反应的难易程度，可判断溴与碘的非金属活动性强弱 【答案】B 【解析】A．元素的金属性越强，其单质与水反应越剧烈，Na能和冷水剧烈反应生成氢气，Mg和冷水反应缓慢，A正确； B．Na投入硫酸铜溶液中时，Na先和水反应生成NaOH，NaOH再和硫酸铜发生复分解反应，Na的金属性比Fe强，B错误； C．元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，酸性，则非金属性，C正确； D．元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，溴单质与氢气化合比碘单质与氢气化合容易，则非金属性，D正确；故选B。 7．（24-25高一上·江苏徐州·期末）已知短周期主族元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，下列说法错误的是 A．原子半径 B．X元素位于第2周期 C．气态氢化物的稳定性： D．最高价氧化物的水化物的酸性： 【答案】D 【解析】A．电子层越大，半径越大，电子层相同，核电荷数越大，半径越小，原子半径，A正确； B．由X、Y、Z为短周期元素及三者位置可推测X元素位于第2周期，B正确； C．非金属性越强，对应的气态氢化物越稳定，因非金属性：，则气态氢化物稳定性：，C正确； D．非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物酸性越强，因非金属性：，最高价氧化物对应水化物的酸性：，D错误；故选D。 8．（24-25高一上·福建龙岩·期末）在下列变化过程中，既有离子键被破坏又有共价键被破坏的是 A．将通入水中 B．硫酸氢钠溶于水 C．将HCl通入水中 D．烧碱溶于水 【答案】B 【解析】A．二氧化硫和水反应生成亚硫酸，只有共价键被破坏，故A不选； B．硫酸氢钠溶于水后电离出氢离子、钠离子和硫酸根离子，既有与间的离子键被破坏又有中的共价键被破坏，故B选； C．氯化氢溶于水后电离出氢离子和氯离子，只有共价键被破坏，故C不选； D．烧碱溶于水后电离出钠离子和氢氧根离子，只有离子键被破坏，故D不选；故选B。 9．（24-25高一上·山东济南·联考）如图所示是部分短周期元素原子半径与原子序数的关系，则下列说法错误的是 A．M在周期表中的位置为第三周期第ⅣA族 B．Y和N形成的化合物为离子化合物 C．N的气态氢化物在水中的溶解度很大 D．Y元素和X元素可以形成型化合物，阴、阳离子物质的量之比为1：1 【答案】D 【分析】题图所示是部分短周期元素原子半径与原子序数的关系，前7种元素位于第二周期，后7种元素位于第三周期，结合原子半径大小可知，X为O元素，Y为Na元素，Z为Al，M为Si，N为Cl。 【解析】A．Si的原子序数为14，位于周期表中第三周期第IVA族，故A正确； B．Na、Cl形成的NaCl为离子化合物，故B正确； C．N形成的气态氢化物为HCl，易溶于水，故C正确； D．Na和O形成的中，阴离子为，则阴、阳离子物质的量之比为1：2，故D错误；故选D。 10．（24-25高一上·广东深圳·期中）臭氧是淡蓝色具有鱼腥味的气体，可用作漂白剂、皮毛脱臭剂、消毒杀菌剂等。下列有关、的说法不正确的是 A．是同素异形体 B．均有较强的氧化性 C．常温常压下，等质量的、的体积之比为3:2 D．等质量的、中氧原子的个数之比为2:3 【答案】D 【解析】A．、是由同种元素形成的不同单质，A项正确； B．氧原子最外层有6个电子，易得到电子，故和均有较强的氧化性，B项正确； C．质量相等的、的物质的量之比为，同温同压下物质的量之比等于体积之比，C项正确； D．两种分子均是由氧原子构成的，故氧原子的个数之比为1:1，D项错误；故选D。 11．（23-24高一下·江西宜春·期末）短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次递增，常温下X、Y形成的简单气态化合物水溶液显碱性，X与Z的单质在黑暗处剧烈化合并发生爆炸，W单质用于制备电脑芯片和太阳能电池。下列说法不正确的是 A．原子半径：W>Y>Z>X B．简单气态氢化物的稳定性：Y>Z C．Y的最高价氧化物所对应的水化物是强酸 D．四种元素均为非金属元素，由X、Y、Z可形成离子化合物 【答案】B 【分析】常温下X、Y形成的简单气态化合物水溶液显碱性，则该气态化合物是氨气，X是H，Y是N；X与Z的单质在黑暗处剧烈化合并发生爆炸，则Z的非金属性很强，Z是F；W单质用于制备电脑芯片和太阳能电池，则W是Si，据此解答。 【解析】A．同一周期从左到右原子半径逐渐减小，电子层越多，原子半径越大，原子半径大小顺序为：W>Y> Z>X，故A项正确； B．元素的非金属性越强，简单气态氢化物的稳定性越强，则简单气态氢化物的稳定性：Z>Y，故B项错误； C．Y的最高价氧化物所对应的水化物为硝酸，硝酸是强酸，故C项正确； D．四种元素均为非金属元素，X、Y、Z可形成离子化合物氟化铵，故D项正确；故选B。 12．（23-24高一下·海南·期末）元素周期表中某些区域的元素多用于制造半导体材料的是 A．左下方区域的金属元素 B．稀有气体元素 C．金属元素与非金属元素分界线附近的元素 D．右上方区域的非金属元素 【答案】C 【解析】A．元素周期表中有金属元素和非金属元素，其中金属元素位于元素周期表的左边，可以用来做导体材料，故A错误； B．稀有气体元素属于非金属元素，它们的性质更稳定，一般不用来做半导体材料，故B错误； C．在金属与非金属元素交界处的元素大多数可用于制作半导体材料，故C正确； D．非金属元素一般位于元素周期表的右边，氢元素除外，非金属元素一般不导电，是绝缘体材料，故D错误；故选C。 13．（23-24高一上·湖北·期末）为短周期主族元素，其中R原子的最外层电子数是电子层数的2倍；Y与Z能形成型化合物，的最高正价和最低负价的代数和为4。五种元素原子半径与原子序数之间的关系如图所示。下列推断正确的是 A．化合物中含有离子键和非极性共价键，属于碱性氧化物 B．离子半径的大小关系为： C．最高价氧化物对应水化物的酸性： D．元素的非金属性： 【答案】C 【分析】短周期主族元素X、Y、Z、R、T中，R原子最外层电子数是电子层数的2倍，且R的原子序数较小，则R为C，的最高正价和最低负价的代数和为4，T为S，Z的原子半径最大，序数小于S，能形成两种化合物，Z为Na，Y为O，形成Na2O和Na2O2两种化合物， X原子序数和原子半径最小，为H，据此分析解题。 【解析】A．化合物是Na2O2，含有离子键和非极性共价键，不属于碱性氧化物，A错误； B．T为S、Z为Na、Y为O，离子半径的大小关系为：S2->O2->Na+，B错误； C．T为S，R为C，最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SO4>H2CO3，C正确； D．Y为O，R为C元素的非金属性：O>C，D错误；故选C。 14．（23-25高一下·山东枣庄·期末）嫦娥探测器用的是同位素温差发动机，使用的放射性同位素有Sr(锶)、Pu(钚)、Po(钋)，通过衰变产生能量发电。下列有关同位素的说法中正确的是 A．中子数不同的核素，一定互为同位素 B．同位素是质子数相同、中子数不同的微粒间的互称 C．同位素温差发动机使用时没有发生化学变化 D．氧元素有三种核素16O、17O、18O，所以自然界中的氧气分子共有6种 【答案】C 【解析】A．中子数不同的核素，质子数可能也不相等，所以它们之间不互为同位素，故A 错误； B．同位素是指质子数相同中子数不同的不同核素之间的互称，故B错误； C．温差发动机使用时是利用放射性同位素衰变时产生的能量转变成电能，发生的是核反应，没有发生化学变化，故C正确； D．因为同位素的化学性质相同，氧虽然有三种核素16O、17O、18O，但自然界中的氧气分子为1种，只是相对分子质量发生改变，故D错误；故选C。 15．（24-25高一上·陕西西安·期末）如图所示，A、B、C、D、E是元素周期表中的5种主族元素。下列说法中不正确的是 A．A、E原子序数之差可能为2 B．D、E原子序数之差可能为18或32 C．B、C原子序数之差一定是2 D．B、D原子序数之差大于8 【答案】A 【解析】A．由题给5种元素的位置关系可以看出﹐A不是第一周期元素。因为A若为氢元素，则其位于最左侧的ⅠA族，那么就不应有B，所以A、E原子序数之差不可能为2，故A错误； B．A、E、D可能为ⅣA、ⅤA或ⅥA族元素，以ⅥA族元素为例，由如表原子序数之差可知D、E原子序数之差可能为18或32，故B正确； 元素符号 O S Se Te Po 原子序数 8 16 34 52 84 原子序数之差 8             18              18               32 C．B、C之间仅隔有1种E元素，故其原子序数之差一定为2，故C正确； D．根据B选项，D、E原子序数之差可能为8或18或32，B原子序数比E小1，所以B，D原子序数之差应大于8，故D正确；故选A。 16．（24-25高一上·河北衡水·期末）四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是 A．原子半径： B．Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性比X的强 C．X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小 D．Z位于元素周期表中第二周期ⅥA族 【答案】A 【分析】根据各元素在周期表中的相对位置及只有M为金属元素可知，M为Al，X为Si，Y为N，Z为O，以此分析； 【解析】A．同一周期随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，同一主族随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，所以原子半径，A项错误； B．Y的最高价氧化物对应的水化物是，X的最高价氧化物对应的水化物是，酸性更强，B项正确； C．Si的非金属性比O弱，所以Si的气态氢化物的热稳定性比O的小，C项正确； D．Z是氧元素，位于元素周期表中第二周期ⅥA族，D项正确；故选A。 17．（24-25高一上·上海松江·期中）元素M、R形成的简单离子与的核外电子数之和为20，下列说法正确的是 A．M原子的质子数一定大于R原子的质子数 B．M的核电荷数可能为8 C．与的电子层结构不可能相同 D．两种离子结合可形成MR型化合物 【答案】B 【分析】从离子的核外电子数之和为20，可推出M、R两种原子的质子数之和为19，则R为Na、M为O或R为Li、M为S，以此来解答。 【解析】A．若M为O，R为Na，O的质子数为8小于Na的为11，A错误； B．M可能为O或S，M为O时核电荷数为8，B正确； C．若M为O，R为Na，则O2-和Na+均具有10电子，具有相同的电子层结构，C错误； D．简单离子M2-与R+形成的化合物为MR2，不可能为MR型化合物，D错误；故选B。 18．（24-25高一上·浙江·期中）R、X、Y、Z均为短周期主族元素，Y与Z同主族且Z的原子序数大于Y。R和X的原子获得1个电子均可形成稀有气体原子的电子层结构，R的最高化合价为+1，化合物含58电子。下列说法不正确的是 A．原子半径：X>Z>Y>R B．R与X形成的化合物水溶液呈酸性 C．Y单质的氧化性比Z单质的强 D．Z元素的最高化合价为+6 【答案】A 【分析】R、X、Y、Z均为短周期主族元素，R和X的原子获得1个电子均可形成稀有气体原子的电子层结构，其中R的最高化合价为+1，即R最外层为1个电子且只能得到1个电子，则R总的只有1个电子，得出R为H元素，同理X的原子也能得1个电子均可形成稀有气体原子的电子层结构，则X原子最外层应该有7个电子，X可能为F元素或Cl元素；Y与Z同主族且Z的原子序数大于Y，则Y、Z元素分别位于二、三周期，设Y的原子序数为a，则Z的原子序数为，设X的原子序数为b，根据化合物含58电子，列式，解得，假设X为F元素，代入b=9，解得a=10，为稀有气体，不符合题意，舍去；假设X为Cl元素，代入b=17，解得a=8，Y为O元素，则Z为S元素，符合同主族条件，最后四种元素分别为R为H、X为Cl、Y为O、Z为S，据此分析解答。 【解析】A．X为Cl元素，Z为S元素，同一周期主族元素从左往右，原子半径逐渐减小，则有原子半径，即，A错误； B．R与X形成的化合物为HCl气体，溶于水形成盐酸，溶液呈酸性，B正确； C．Y为O元素，Z为S元素，同一主族元素从上往下，非金属性逐渐减弱，单质氧化性逐渐减弱，则有氧化性，C正确； D．Z为S元素，第VIA族元素，价电子数为6，则最高正化合价为+6价，D正确；故选A。 19．（23-24高一下·广东茂名·期末）X、Y、Z、W、Q为短周期元素，且原子序数依次增大。X是周期表中原子半径最小的元素；Y的最外层电子数是次外层电子数的2倍；Q是地壳中含量最高的金属元素；W与Q同周期，在该周期所有主族元素中，W的原子半径最大；X与Q的质子数之和等于Y与Z的质子数之和。回答下列问题： (1)Y、Z的元素名称分别为 、 。 (2)Q在周期表中的位置是 ，其离子结构示意图为 。 (3)Z元素有多种核素，请写出中子数为10的Z元素的一种核素符号： 。 (4)Y、W、Q三种元素原子半径由大到小的顺序为 (填元素符号)。 (5)Y和Z两种元素形成的最简单的氢化物中，更稳定的是 (用电子式表示)。 (6)元素W与元素Z能形成原子个数比为1∶1的化合物甲，甲在常温下为固态。写出甲与水反应的化学方程式： 。 【答案】(1)碳 氧 (2) 第三周期第ⅢA族 (3) (4)Na>Al>C (5) (6) 【分析】X是周期表中原子半径最小的元素可知X是H；Y的最外层电子数是次外层电子数的2倍可知Y是C；Q是地壳中含量最高的金属元素可知Q是Al；W与Q同周期，在该周期所有主族元素中，W的原子半径最大可知W是Na；X与Q的质子数之和等于Y与Z的质子数之和可知Z是O，据此解答。 【解析】（1）由分析知Y、Z的元素名称分别为碳、氧； （2）Q是Al，在周期表中的位置是第三周期第ⅢA族，其离子结构示意图为； （3）Z是O，中子数为10的Z元素的一种核素符号； （4）电子层数较多的原子半径较大，同一周期的元素原子半径从左往右递减，Y、W、Q三种元素分别是C、Na、Al，Y、W、Q三种元素原子半径由大到小的顺序为Na>Al>C； （5）Y和Z两种元素形成的最简单的氢化物有CH4、H2O中，O的原子半径比C小，H-O键的键能比H-C键大，故更稳定的是H2O，电子式为； （6）W是Na，Z是O，元素W与元素Z能形成原子个数比为1∶1的化合物甲为与水反应的化学方程式。 20．（22-23高一上·云南昆明·期末）《石雅》云：“青金石色相如天，或复金屑散乱，光辉灿烂，若众星丽于天也”。青金石的化学组成可表示为(Na，Ca)7~8(Al，Si)12(O，S)24[SO4，Cl2(OH)2]。回答下列问题： (1)硅在元素周期表中的位置是 ；铝离子的结构示意图为 。 (2)Na2O2的电子式为 。写出一种由青金石中非金属元素组成的既含有极性键又含有非极性键的物质的分子式 。 (3)青金石所含的短周期元素中，金属性最强的是 ，非金属元素原子半径由大到小的顺序为 。 (4)已知少量HClO与Na2SO3溶液反应有Na2SO4生成，该反应的离子方程式为 。氢化钠(NaH)可在野外用作生氢剂，NaH用作生氢剂时的化学反应原理为：NaH+H2O=NaOH+H2↑，标准状况下生成4480mLH2转移电子物质的量是 。 (5)下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是______(填字母)。 A．氯、硫的最低负价分别为-1、-2 B．硫化氢在300℃时开始分解，HCl在1500℃时开始缓慢分解 C．HClO4的酸性比H2SO3的强 D．向Na2S水溶液中通入Cl2有淡黄色沉淀生成 【答案】(1) 第三周期ⅣA族 (2) H2O2 (3) Na Si>S>Cl>O>H (4) 0.2mol (5)AC 【解析】（1）硅是14号元素，在元素周期表中的位置是第三周期ⅣA族；铝离子核外有10个电子，结构示意图为； （2）Na2O2是离子化合物，电子式为。青金石中非金属元素有H、O、Si、S、Cl，由这些元素组成的既含有极性键又含有非极性键的物质的分子式为H2O2； （3）青金石所含的短周期元素包括H、O、Si、S、Cl、Na、Al，金属性最强的是Na；电子层数越多，原子半径越大，且同一周期元素，从左到右原子半径依次减小，所以非金属元素原子半径由大到小的顺序为：Si>S>Cl>O>H； （4）少量HClO与Na2SO3溶液反应有Na2SO4生成，S元素化合价由+4价升高为+6价，氯元素化合价由+1价降低为-1价，该反应的离子方程式为： 。NaH用作生氢剂时的化学反应原理为：NaH+H2O=NaOH+H2↑，NaH中H元素化合价由-1价升高为0价、H2O中H元素化合价由+1价降低为0价，生成1mol氢气转移1mol电子，则标准状况下生成4480mLH2转移电子物质的量是； （5）A．不能根据得电子多少判断元素非金属性，则氯、硫的最低负价分别为-1、-2，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强，A符合题意； B．H2S在300℃时开始分解，HCl在1500℃时开始缓慢分解，说明HCl比H2S稳定，则说明氯元素的非金属性比硫元素强，B不符合题意； C．最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素非金属性越强，但H2SO3不是S的最高价氧化物对应的水化物，则HClO4的酸性比H2SO3的强，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强，C符合题意； D．向Na2S水溶液中通入Cl2有淡黄色沉淀S生成，说明氧化性：Cl2>S，则氯元素的非金属性比硫元素强，D不符合题意；故选AC。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！15 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题04 物质结构　元素周期律 考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢 重点专攻：知识点和关键点梳理，查漏补缺 难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升 提升专练：真题感知+提升专练，全面突破 一、原子的构成与原子核外电子排布 1．构成原子的微粒及其性质 原子 2．质量数 (1)概念：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，常用A表示。 (2)构成原子的粒子间的两个关系 ①质量数(A)＝ (Z)＋ (N)。 ②质子数＝ ＝ 。 3．电子层 (1)概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。 (2)不同电子层的表示及能量关系 各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 字母代号 离核远近 由近到远 能量高低 由低到高 4.核外电子排布规律 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每个电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层数） ③最外层电子数不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个） 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） ⑤倒数第三层电子数目不能超过32个（K层为倒数第三层时不能超过2个） 5．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 (1)钠的原子结构示意图： (2)画出下列原子或离子的结构示意图。 ①S，S2－； ②Ca，Ca2＋。 【归纳总结】 (1)简单离子中，质子数与核外电子数的关系 阳离子(Rm＋) 质子数＞电子数 质子数＝电子数＋m 阴离子(Rm－) 质子数＜电子数 质子数＝电子数－m (2)与Ne电子层结构相同的阳离子有：Na＋、Mg2＋、Al3＋；阴离子有：F－、O2－、N3－等。 6．巧记“10电子微粒”和“18电子微粒” 核外电子总数相等的微粒可以是分子 ，也可以是离子；可以是单核微粒，也可以是多核微粒。电子总数相同的微粒： （1）核外有 的微粒 分子：Ne、HF、H2O、 NH3、 CH4 阳离子：Na+、Mg2+、 Al3+、 H3O+、NH4+ 阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。 （2）核外有 的微粒 分子： Ar、HC1、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6等 阳离子： Ca2+、K+ 阴离子：P3-、S2-、Cl-、HS -。 （3）核外电子总数及质子总数均相同的粒子 Na+、NH4+、H3O+ ；F-、OH-、NH2-；Cl-、HS- ；N2、CO等。 7．“8电子稳定结构”的判断方法 （1）经验规律法 ①分子中的氢原子不满足8电子结构； ②一般来说，在ABn型分子中，若某元素原子最外层电子数＋|化合价|＝8，则该元素原子的最外层满足8电子稳定结构。如CO2分子中，碳元素的化合价为＋4，碳原子最外层电子数为4，二者之和为8，则碳原子满足最外层8电子稳定结构，同理知氧原子也满足最外层8电子稳定结构。 （2）成键数目法 若该原子达到所需成键数目，则为8电子结构，若未达到或超过所需成键数目则不为8电子结构，如PCl5中的P，BeCl2中的Be。 二、元素周期表的编排原则与结构 1．元素周期表的编排原则 (1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号。 (2)原子序数＝ ＝ ＝ 。 (3)横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 (4)纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 (1)周期 (2)族 个数 元素周期表中有18个纵列，共有16个族 特点 主族元素的族序数＝最外层电子数 分类 主族 共有7个，包括第 族 副族 共有7个，包括第 族 Ⅷ族 包括第8、9、10三个纵列 0族 占据元素周期表的第18纵列，最外层电子数为8(He为2) (3)常见族的别称 族 别名 第ⅠA族(除氢外) 第ⅦA族 0族 【归纳总结】元素周期表中的序差规律 1．序差规律 （1）同周期相邻主族元素的“序数差”规律 ①除第ⅡA族和第ⅡA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。 ②同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、第七周期相差25。 （2）同主族相邻元素的“序数差”规律 ①第二、第三周期的同族元素原子序数相差8。 ②第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18。 ③第四、第五周期的同族元素原子序数相差18。 ④第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32。 ⑤第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。 2．奇偶差规律 元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。 三、核素　同位素 1．元素 (1)概念：具有相同 (核电荷数)的一类原子的总称。 (2)决定元素种类的是 。 2．核素 (1)概念：具有一定数目 和一定数目 的一种原子。 (2)表示方法——原子符号 (3)实例 ①质子数为19，中子数为20的核素为K； ②质子数为6，中子数为6的核素为C； ③核素C的质子数为6，中子数为8。 (4)决定原子(核素)种类的是质子数和中子数。 3．同位素 (1)概念： 相同而 不同的同一元素的不同原子互称为同位素(即同一元素的不同核素互称为同位素)。“同位”是指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置。 (2)氢元素的三种核素互为同位素 H H H 名称 氕 氘(重氢) 氚(超重氢) 符号 质子数 中子数 (3)同位素的特征 ①同一种元素的各种同位素的化学性质几乎相同；物理性质略有差异。 ②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的比率。 (4)常见同位素的用途(同位素与用途之间连线) 【归纳提升】 (1)一个信息丰富的符号解读 X (2)元素、核素、同位素、同素异形体的联系 四、碱金属元素 1．碱金属元素的对比 元素名称 元素符号 核电荷数 原子结构示意图 最外层电子数 电子层数 原子半径 / nm 锂 0.152 钠 0.186 钾 0.227 铷 0.248 铯 0.265 （1）碱金属元素原子结构的特点： ①相同点：碱金属元素原子的最外层都有1个电子， ②不同点：碱金属元素原子的核电荷数和电子层数各不相同。 （2）碱金属元素性质的相似性和递变性 ①相似性：由于碱金属元素原子最外层都只有一个电子，所以都容易失去最外层电子，都表现出很强的金属性，化合价都是+1价。 ②递变性：随着核电荷数的递增，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，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，失电子能力逐渐增强，故从锂到铯，金属性逐渐增强。 【特别提醒】元素金属性强弱可以从其单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度，以及它们的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来比较。 （3）碱金属单质的性质 ①化学性质： 碱金属单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物等化合物；都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气；并且随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越剧烈。 4Li+O22Li2O 2Na+O2Na2O2 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 2K+2H2O==2KOH+H2↑ 2.对比钾、钠与氧气、水的反应 实验内容 现象 结论或解释（化学方程式） 与氧气反应 钠在空气中燃烧 钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体 2Na+O2Na2O2 钾在空气中燃烧 钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色固体 K+O2KO2（超氧化钾） 碱金属与水反应 钠与水的反应 钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处游动嘶嘶作响，最后消失 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 钾与水的反应 钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，最后消失 2K+2H2O==2KOH+H2↑ 【注意事项】 a．钠、钾在实验室中都保存在煤油中，所以取用剩余的金属块可放回原试剂瓶中，并且使用前要用滤纸把表面煤油吸干。 b．对钠、钾的用量要控制；特别是钾的用量以绿豆粒大小为宜。否则容易发生爆炸危险。 c．对碱金属与水反应后的溶液，可用酚酞试液检验生成的碱。 ②物理性质 碱金属单质 颜色和状态 密度／g·cm－3 熔点／℃ 沸点／℃ 锂（Li） 银白色、柔软 0.534 180.5 1347 钠（Na） 银白色、柔软 0.97 97.81 882.9 钾（K） 银白色、柔软 0.86 63.65 774 铷（Rb） 银白色、柔软 1.532 38.89 688 铯（Cs） 略带金属光泽、柔软 1.879 28.40 678.4 a．相似性：除铯外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性也都很好；碱金属的密度都比较小，熔点也都比较低。 b．递变性：随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大（钾除外）；熔沸点逐渐降低。 3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R表示碱金属元素) (2)递变性 具体表现如下(按从Li→Cs的顺序) ①与O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。 ②与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。 ③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。 即碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH 五、卤族元素 1．原子结构的特点 【特别提醒】 ①相同点：最外层电子数都是7个。 ②不同点：核电荷数和电子层数不同。 2．卤素单质的物理性质 卤素单质 颜色和状态 密度 熔点／℃ 沸点／℃ F2 淡黄绿色气体 1.69 g / L（15℃） －219.6 －188.1 Cl2 黄绿色气体 3.215 g / L（0℃） －101 －34.6 Br2 深红棕色液体 3.119 g / cm3（20℃） －7.2 58.78 I2 紫黑色固体 4.93 g / cm3 113.5 184.4 【特别提醒】随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；状态由气→液→固；密度逐渐增大；熔沸点都较低，且逐渐升高。 3．卤素单质与氢气反应 F2＋H2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢很稳定 Cl2＋H22HCl 光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定 Br2＋H22HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定 I2＋H22HI 不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下同时分解为H2和I2，是可逆反应 【特别提醒】随着核电荷数的增多，卤素单质（F2、Cl2、Br2、I2）与氢气反应的剧烈程度逐渐减弱，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱：HF>HCl >HBr >HI；元素的非金属性逐渐减弱：F>Cl>Br>I。 4．卤素单质间的置换反应 实验探究：对比卤素单质（Cl2、Br2、I2）的氧化性强弱 实验内容 将少量氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。 将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。 现象 静置后，液体均分为两层。上层液体均呈无色，下层液体分别呈橙色、紫色。 静置后，液体分为两层。上层液体呈无色，下层液体呈紫色。 方程式 ①2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2 ②2KI+Cl2==2KCl+I2 ③2KI+Br2==2KBr+I2 结论 随着核电荷数的增加，卤素单质的氧化性逐渐减弱： 5.卤族元素的相似性和递变性 （1）相似性：最外层电子数都是7个，化学反应中都容易得到1个电子，都表现很强的 ，其化合价均为－1价。 （2）递变性：随着核电荷数和电子层的增加，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，元素原子的得电子能力逐渐减弱，元素的 逐渐减弱。卤素单质的 逐渐减弱。 【特别提醒】元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或单质与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。 6.卤素的特殊性 （1）氟无正价，无含氧酸；氟的化学性质特别活泼，遇水生成HF和O2，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀玻璃。氟化银易溶于水，无感光性。 （2）氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。 （3）溴是常温下唯一液态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴对橡胶有较强腐蚀作用。 （4）碘为紫黑色固体，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。 7.卤素元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用X代表卤族元素)： 单质X2 化合物→最高价氧化物对应水化物(除氟外)都为强酸 (2)递变性 具体表现如下： ①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即： 稳定性： ； 还原性： ； 酸性： 。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即 。 六、1～18号元素性质的周期性变化规律 1．原子最外层电子排布变化规律 周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 第一周期 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 第二周期 第三周期 规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论 第一周期 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体) 第二周期 0.152→0.071大→小 第三周期 0.186→0.099大→小 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 3．元素的主要化合价 周期序号 原子序数 主要化合价 结论 第一周期 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8 第二周期 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现 【归纳总结】 1．主族元素主要化合价的确定方法 (1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 (2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 (3)H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 2．氢化物及其最高价含氧酸的关系 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 七、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 1.以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。 第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径 ，失电子的能力依次减弱，得电子的能力 ，预测它们的金属性依次减弱，非金属性 。 2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究 ①原理：金属与水反应置换出H2的难易。 ②实验操作： ③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。 ④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑。 结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg。 (2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究 Al Mg 原理 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应的化学方程式　　 实验结论 金属性：Mg>Al (3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱 中强碱(属于弱碱) 两性氢氧化物 碱性强弱 结论 金属性： 3.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律 Si P S Cl 最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3：弱酸 H3PO4：中强酸 H2SO4：强酸 HClO4：强酸 酸性： 结论 Si、P、S、Cl的 逐渐增强 4.同周期元素性质递变规律 同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 5.元素周期律 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 八、元素在周期表中的分布及性质规律 1.同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外) 项目 同周期(从左至右) 同主族(自上而下) 电子层数 相同 逐一增加 最外层电子数 逐一增加(除第一周期外均为1～7) 相同 原子半径 得电子能力 失电子能力 氧化性 还原性 金属性 非金属性 最高价氧化物对应水化物的酸、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 非金属形成气态氢化物难易程度 气态氢化物稳定性 化合价 最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价(－4)～(－1) 最高正价=主族序数， 最低负价=－(8－族序数) 2.元素周期表的金属区和非金属区 (1)金属性强的在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)，非金属性强的在周期表的右上方(稀有气体除外)，最强的是F。 (2)分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。 3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系 (1)同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。 (2)主族元素最高正化合价＝ ＝最 。 (3)非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。 九、元素周期表和周期律的应用 1．预测元素及其化合物的性质 根据元素周期表和元素周期律，互相交流讨论，填写下表： 元素名称及符号 溴(Br) 原子序数 35 是金属还是非金属 非金属 原子结构示意图 最高正价 ＋7 最低负价 －1 中间价 ＋1、＋3、＋5 预测依据 氯元素有＋1、＋3、＋5的化合物 最高价氧化物 Br2O7 最高价氧化物的水化物 HBrO4 酸性 HClO4>HBrO4> H2SeO4 稳定性 H2Se<HBr<HCl 还原性 Se2－>Br－>Cl－ 2.寻找有特殊用途的新物质 十、“位、构、性”三者的关系 1．元素的结构、位置与性质之间的关系 元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。 2．解答元素推断题的一般思路 (1)由元素原子或离子的核外电子排布推断 (2)由元素单质或化合物的性质(特性)推断 (3)由元素在周期表中的位置推断 3．短周期主族元素的某些特殊性质 (1)原子半径最小的元素是氢元素，最大的是钠元素。 (2)气体单质密度最小的元素是氢元素。 (3)元素原子的原子核中只有质子没有中子的元素是氢元素。 (4)原子序数、电子层数、最外层电子数都相等的元素是氢元素。 (5)与水反应最剧烈的金属单质是Na，非金属单质是F2。 (6)气态氢化物最稳定的元素是F。 (7)只有负价而无正价的元素是F。 (8)最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是Cl，碱性最强的元素是Na。 十一、离子键 1．从微观角度理解氯化钠的形成过程 不稳定的钠原子和氯原子通过得失电子后最外层都达到8电子稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，两种带相反电荷的离子通过静电作用结合在一起，形成新物质氯化钠。 2．离子键和离子化合物 (1)离子键 (2)离子化合物 (3)关系：离子化合物一定含有离子键，含离子键的化合物一定是离子化合物。 十二、电子式 1．电子式的定义 在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫做电子式。 2．电子式的书写 (1)原子的电子式：以第三周期元素为例 Na原子：·Na Mg原子：Mg或·Mg· Al原子： 或·· Si原子：·或·· P原子：· S原子：·· Cl原子：· Ar原子： 【提示】每个方向最多一对电子(两个电子)。 (2)简单阳离子的电子式： 简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示，例如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等。 (3)简单阴离子的电子式： 画出最外层电子数，用“[　]”括起来，并在右上角标出“”以表示其所带的电荷。例如： 氯离子、硫离子。 (4)离子化合物的电子式： 氧化钙：、硫化钾。 【提示】相同离子不合并，分列在另一离子的周围。 3．用电子式表示下列物质的形成过程 左边写原子的电子式，右边写离子化合物的电子式，中间用“―→”连接，例如： (1)NaCl：。 (2)MgBr2：。 【易错警示】书写电子式的注意事项 (1)一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。 (2)同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。 (3)“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。 (4)在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，也不能写成。 (5)用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的电子式。 十三、共价键 1．从微观角度理解氯气的形成过程 → →→ 用电子式表示其形成过程。 2．共价键和共价化合物 (1)共价键 (2)共价化合物 3．共价分子结构的表示方法 (1)电子式 如H2：HH；N2：N⋮⋮N； NH3：。 (2)结构式 化学上，常用“—”表示1对共用电子对，如氯分子可表示为“Cl—Cl”，这种图示叫做结构式。 【归纳总结】 1．下列微粒或物质的电子式 (1)NH：； (2)OH－：； (3)NH4Cl：； (4)NaOH：。 2．下列物质的电子式 (1)H—O—Cl：； (2)H2O2：。 3．用电子式表示下列共价分子的形成过程 (1)H2：H·＋·H―→H∶H； (2)NH3：； (3)CO2：。 【特别提醒】 (1)电子式中各原子一般均达8e－(H为2e－)稳定结构。 (2)复杂阴、阳离子用“[　]”，在“[　]”外，标明离子带的电荷数，如Na2O2中O的电子式为：[]2－。 十四、化学键及分类 1．化学键 (1)化学键 (2)化学反应的本质：一个化学反应过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。 2．离子化合物与共价化合物的比较 离子化合物 共价化合物 概念 由离子键构成的化合物 以共用电子对形成分子的化合物 构成粒子 粒子间的作用 熔、沸点 较高 一般较低，少部分很高(如SiO2) 导电性 熔融状态或水溶液导电 熔融状态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖) 3. 分子间作用力 定义 把分子聚集在一起的作用力，又称 特点 ①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点等 ，而化学键主要影响物质的 ； ②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用力。 变化规律 一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大， 越大，物质的熔、沸点也越高。例如，熔、沸点：I2Br2Cl2F2。 4.氢键 定义 分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用 形成条件 除H外，形成氢键的原子通常是O、F、N。 存在 氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。 性质影响 ①存在氢键的物质，其熔、沸点明显高于同族同类物质。如H2O的熔、沸点高于H2S。 ②氨极易液化，是因为NH3分子间存在氢键；NH3极易溶于水，也是因为NH3分子与H2O分子间易形成氢键。 ③水结冰时体积膨胀、密度减小，是因为在水蒸气中水以单个的H2O分子形式存在；在液态水中，经常是几个水分子通过氢键结合起来，在固态水（冰）中，水分子大范围地以氢键互相联结,形成相当疏松的晶体,从而在结构中有许多空隙,造成体积膨胀,密度减小，因此冰能浮在水面上。 强化点一 “四同法”比较微粒半径的大小 1．同周期——“序大径小” (1)规律：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 (2)举例：r(Na) >r(Mg) >r(Al) >r(Si) >r(P) >r(S) >r(Cl)。 2．同主族——“序大径大” (1)规律：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。 (2)举例：r(Li) <r(Na) <r(K) <r(Rb) <r(Cs)，r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。 3．同元素不同微粒半径 (1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。 某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。 如：r(Na+)<r(Na)；r(Cl−) >r(Cl)。 (2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。 带电荷数越多，粒子半径越小。 如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 4．同结构——“序大径小” (1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 (2)举例：r(O2−) >r(F−) >r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 【易错警示】 “一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 “二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 “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。 所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 强化点二 元素金属性、非金属性强弱的比较 1．金属性强弱的判断方法 金属性是指金属元素原子在化学反应中失电子的能力，通常用如下两种方法判断其强弱： (1)根据金属单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度判断，置换出氢气越容易，则元素的金属性越强。 (2)根据金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱判断，碱性越强，则元素的金属性越强。 2．非金属性强弱的判断方法 非金属性是指非金属元素原子得电子的能力，通常用如下两种方法判断： (1)根据非金属单质与H2化合的难易程度、生成气态氢化物的稳定性判断，越易化合，生成的气态氢化物越稳定，则元素的非金属性越强。 (2)根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断，酸性越强，则元素的非金属性越强。 3．其他判断方法 (1)根据置换反应，金属性较强的金属单质可以置换金属性较弱的金属单质；非金属性较强的非金属单质可以置换非金属性较弱的非金属单质。 (2)根据离子的氧化性或还原性强弱，金属单质的还原性越强，则简单阳离子的氧化性越弱；非金属单质的氧化性越强，对应简单阴离子的还原性越弱。 4. 元素的金属性和非金属性强弱的判断 金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关) 判断方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强 ⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强 非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关) 判断方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 ④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强 【特别提醒】 ①通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。 ②非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如非金属性：O>Cl，但Cl2比O2活泼，原因是O2中存在O=O双键，比Cl—Cl单键难断裂。 强化点三 “位—构—性”与元素的综合推断 1．元素“位—构—性”关系 元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。 2．元素“位—构—性”关系在解题中的应用 强化点四 物质变化过程中化学键的变化 1．化学反应过程 (1)化学键的变化：化学反应过程包含反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成，如H2＋Cl22HCl。 (2)实质：两过程不可分割 2．物质的溶解或熔化过程 (1)离子化合物的溶解或熔化的过程 离子化合物电离阴、阳离子 如NaCl在水中或熔化时的电离：NaCl===Na＋＋Cl－。 注：一些特殊的离子化合物，可以和水发生反应，如Na2O2溶于水既有离子键又有共价键被破坏。 (2)共价化合物的溶解或熔化过程 ①溶解过程 ②熔化过程 (3)单质的熔化或溶解过程 单质的特点 化学键变化 举例 由分子构成的固体单质 熔化或升华时只破坏分子间作用力，不破坏化学键 P4的熔化，I2的升华 由原子构成的单质 熔化时破坏共价键 金刚石或晶体硅 能与水反应的某些活泼非金属单质 溶于水后，分子内共价键被破坏 Cl2、F2等 真题感知 1．（2024·广东卷）部分含或或物质的分类与相应化合价关系如图。下列推断合理的是 A．若a在沸水中可生成e，则a→f的反应一定是化合反应 B．在g→f→e→d转化过程中，一定存在物质颜色的变化 C．加热c的饱和溶液，一定会形成能产生丁达尔效应的红棕色分散系 D．若b和d均能与同一物质反应生成c，则组成a的元素一定位于第四周期 2．（2024·北京卷）我国科研人员利用激光操控方法，从原子束流中直接俘获原子，实现了对同位素的灵敏检测。的半衰期(放射性元素的原子核有半数发生衰变所需的时间)长达10万年，是的17倍，可应用于地球科学与考古学。下列说法正确的是 A．的原子核内有21个中子 B．的半衰期长，说明难以失去电子 C．衰变一半所需的时间小于衰变一半所需的时间 D．从原子束流中直接俘获原子的过程属于化学变化 3．（2024·江苏卷）我国探月工程取得重大进展。月壤中含有Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表第二周期的是 A．O B．P C．Ca D．Fe 4．（2024·上海卷）下列关于与说法正确的是 A．是同种核素 B．是同素异形体 C．比多一个电子 D．比多一个中子 提升专练 1．（24-25高一上·河北邯郸·期末）若原子序数为x的某元素位于第ⅡB族，那么原子序数为x+1的元素位于 A．第ⅢB族 B．第ⅢA族 C．第ⅠB族 D．第ⅠA族 2．（2024高一上·山东淄博·期末）已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应的水化物的酸性相对强弱的顺序是，则下列判断不正确的是 A．气态氢化物的稳定性： B．非金属性： C．原子半径： D．原子最外层电子数： 3．（24-25高一上·湖南长沙·期末）下列有关第VIIA族元素说法中不正确的是 A．原子最外层电子数都是7 B．从F2到I2，氧化性逐渐增强 C．从F2到I2，颜色逐渐加深 D．熔、沸点： 4．（24-25高一上·浙江杭州·期末）下列关于碱金属元素和卤族元素的说法错误的是 A．由于钠和钾的原子结构极为相似，所以它们对应的碱都是强碱 B．通过钠与钾分别与水反应的剧烈程度可知，碱金属元素原子半径越大，失电子能力越强 C．碱金属元素的单质在氧气中燃烧均生成过氧化物 D．通过卤素单质与氢气反应所需要的反应条件难易，可以判断氯的非金属性比溴强 5．（24-25高一上·辽宁·期末）下列有关元素周期表中第三周期主族元素的说法，正确的是 A．从左到右，原子半径逐渐增大 B．从左到右，金属性减弱，非金属性增强 C．从左到右，氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强 D．从左到右，简单离子的半径减小 6．（24-25高一上·广东珠海·期末）下列说法中不正确的是 A．将钠和镁分别投入冷水中，根据现象可判断钠与镁的金属活动性强弱 B．铁投入溶液中，能置换出铜，钠投入溶液中不能置换出铜，判断铁比钠的金属活动性强 C．根据酸性，可判断碳的非金属性弱于硫 D．根据与分别与足量的反应的难易程度，可判断溴与碘的非金属活动性强弱 7．（24-25高一上·江苏徐州·期末）已知短周期主族元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，下列说法错误的是 A．原子半径 B．X元素位于第2周期 C．气态氢化物的稳定性： D．最高价氧化物的水化物的酸性： 8．（24-25高一上·福建龙岩·期末）在下列变化过程中，既有离子键被破坏又有共价键被破坏的是 A．将通入水中 B．硫酸氢钠溶于水 C．将HCl通入水中 D．烧碱溶于水 9．（24-25高一上·山东济南·联考）如图所示是部分短周期元素原子半径与原子序数的关系，则下列说法错误的是 A．M在周期表中的位置为第三周期第ⅣA族 B．Y和N形成的化合物为离子化合物 C．N的气态氢化物在水中的溶解度很大 D．Y元素和X元素可以形成型化合物，阴、阳离子物质的量之比为1：1 10．（24-25高一上·广东深圳·期中）臭氧是淡蓝色具有鱼腥味的气体，可用作漂白剂、皮毛脱臭剂、消毒杀菌剂等。下列有关、的说法不正确的是 A．是同素异形体 B．均有较强的氧化性 C．常温常压下，等质量的、的体积之比为3:2 D．等质量的、中氧原子的个数之比为2:3 11．（23-24高一下·江西宜春·期末）短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次递增，常温下X、Y形成的简单气态化合物水溶液显碱性，X与Z的单质在黑暗处剧烈化合并发生爆炸，W单质用于制备电脑芯片和太阳能电池。下列说法不正确的是 A．原子半径：W>Y>Z>X B．简单气态氢化物的稳定性：Y>Z C．Y的最高价氧化物所对应的水化物是强酸 D．四种元素均为非金属元素，由X、Y、Z可形成离子化合物 12．（23-24高一下·海南·期末）元素周期表中某些区域的元素多用于制造半导体材料的是 A．左下方区域的金属元素 B．稀有气体元素 C．金属元素与非金属元素分界线附近的元素 D．右上方区域的非金属元素 13．（23-24高一上·湖北·期末）为短周期主族元素，其中R原子的最外层电子数是电子层数的2倍；Y与Z能形成型化合物，的最高正价和最低负价的代数和为4。五种元素原子半径与原子序数之间的关系如图所示。下列推断正确的是 A．化合物中含有离子键和非极性共价键，属于碱性氧化物 B．离子半径的大小关系为： C．最高价氧化物对应水化物的酸性： D．元素的非金属性： 14．（23-25高一下·山东枣庄·期末）嫦娥探测器用的是同位素温差发动机，使用的放射性同位素有Sr(锶)、Pu(钚)、Po(钋)，通过衰变产生能量发电。下列有关同位素的说法中正确的是 A．中子数不同的核素，一定互为同位素 B．同位素是质子数相同、中子数不同的微粒间的互称 C．同位素温差发动机使用时没有发生化学变化 D．氧元素有三种核素16O、17O、18O，所以自然界中的氧气分子共有6种 15．（24-25高一上·陕西西安·期末）如图所示，A、B、C、D、E是元素周期表中的5种主族元素。下列说法中不正确的是 A．A、E原子序数之差可能为2 B．D、E原子序数之差可能为18或32 C．B、C原子序数之差一定是2 D．B、D原子序数之差大于8 16．（24-25高一上·河北衡水·期末）四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是 A．原子半径： B．Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性比X的强 C．X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小 D．Z位于元素周期表中第二周期ⅥA族 17．（24-25高一上·上海松江·期中）元素M、R形成的简单离子与的核外电子数之和为20，下列说法正确的是 A．M原子的质子数一定大于R原子的质子数 B．M的核电荷数可能为8 C．与的电子层结构不可能相同 D．两种离子结合可形成MR型化合物 18．（24-25高一上·浙江·期中）R、X、Y、Z均为短周期主族元素，Y与Z同主族且Z的原子序数大于Y。R和X的原子获得1个电子均可形成稀有气体原子的电子层结构，R的最高化合价为+1，化合物含58电子。下列说法不正确的是 A．原子半径：X>Z>Y>R B．R与X形成的化合物水溶液呈酸性 C．Y单质的氧化性比Z单质的强 D．Z元素的最高化合价为+6 19．（23-24高一下·广东茂名·期末）X、Y、Z、W、Q为短周期元素，且原子序数依次增大。X是周期表中原子半径最小的元素；Y的最外层电子数是次外层电子数的2倍；Q是地壳中含量最高的金属元素；W与Q同周期，在该周期所有主族元素中，W的原子半径最大；X与Q的质子数之和等于Y与Z的质子数之和。回答下列问题： (1)Y、Z的元素名称分别为 、 。 (2)Q在周期表中的位置是 ，其离子结构示意图为 。 (3)Z元素有多种核素，请写出中子数为10的Z元素的一种核素符号： 。 (4)Y、W、Q三种元素原子半径由大到小的顺序为 (填元素符号)。 (5)Y和Z两种元素形成的最简单的氢化物中，更稳定的是 (用电子式表示)。 (6)元素W与元素Z能形成原子个数比为1∶1的化合物甲，甲在常温下为固态。写出甲与水反应的化学方程式： 。 20．（22-23高一上·云南昆明·期末）《石雅》云：“青金石色相如天，或复金屑散乱，光辉灿烂，若众星丽于天也”。青金石的化学组成可表示为(Na，Ca)7~8(Al，Si)12(O，S)24[SO4，Cl2(OH)2]。回答下列问题： (1)硅在元素周期表中的位置是 ；铝离子的结构示意图为 。 (2)Na2O2的电子式为 。写出一种由青金石中非金属元素组成的既含有极性键又含有非极性键的物质的分子式 。 (3)青金石所含的短周期元素中，金属性最强的是 ，非金属元素原子半径由大到小的顺序为 。 (4)已知少量HClO与Na2SO3溶液反应有Na2SO4生成，该反应的离子方程式为 。氢化钠(NaH)可在野外用作生氢剂，NaH用作生氢剂时的化学反应原理为：NaH+H2O=NaOH+H2↑，标准状况下生成4480mLH2转移电子物质的量是 。 (5)下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是______(填字母)。 A．氯、硫的最低负价分别为-1、-2 B．硫化氢在300℃时开始分解，HCl在1500℃时开始缓慢分解 C．HClO4的酸性比H2SO3的强 D．向Na2S水溶液中通入Cl2有淡黄色沉淀生成 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！15 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$