专题05 微观结构与物质的多样性（寒假复习讲义）高一化学苏教版

专题05 微观结构与物质的多样性 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、元素周期律和周期表 1．元素周期律 （1）元素的原子结构的周期性变化 ①1～18号元素原子最外层电子排布变化规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 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) 3→10 2 1→8 11→18 3 1→8 【规律】除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。如图： ②1～18号元素原子半径的变化规律(稀有气体除外) 原子序数 原子半径(nm) 结论 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) 3→9 0.152→0.071大→小 11→17 0.186→0.099大→小 【规律】随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。如图： （2）元素的性质的周期性变化 ①1～18号元素的主要化合价规律 原子序数 主要化合价 结论 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 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 11→17 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1 【规律】 1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的周期性变化，其中O、F 元素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的周期性变化。如图： 本质原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化。 ②元素金属性和非金属性的周期性变化 i.判断元素金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强 金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强 最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe ⅱ.实验探究钠、镁、铝的金属性强弱 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 金属失电子的能力，即金属性：Na>Mg>Al 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ ⅲ.实验探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3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 NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱，则金属性：Na>Mg>Al。 【规律】元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （3）元素周期律 ①内容：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（除稀有气体元素外）、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性都呈现周期性变化的规律。 ②原因：核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 ③实质：元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。 【温馨提示】①金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。 注意：难失电子的原子，得电子不一定容易，如稀有气体元素原子难失电子，也难得电子。 ②单质或化合物物理性质方面的规律与元素的金属性或非金属性强弱无关。如不能用HCl的沸点比H2S高说明非金属性Cl>S。 ③含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。如不能用氧化性HClO>H2SO4说明非金属性Cl>S。 ④非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性HClO<H2CO3说明非金属性Cl<C。 ⑤无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性HCl>H2S，说明非金属性Cl>S。 ⑥原子的最外层电子数或元素的最高正价数与元素的非金属性没有必然关系。如不能用氯的最高价为＋7价而硫的最高价为＋6价，说明非金属性Cl>S。 2．元素周期表 （1）编排原则 ①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，称为周期。7个横行分别称为7个周期。 ②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，称为族。共18列，分为16个族。 （2）周期表结构 ①周期(横行)：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行，称为周期。7个横行分别称为7个周期。每一周期从左到右核电荷数依次递增，但元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。第1、2、3周期称为短周期，其它周期均为长周期。 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 ②族（纵列）：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共18列，除8、9、103个纵列叫作Ⅷ族外，其余每列各为一族，共分为16个族（7主族+7副族+Ⅷ族+0族）。 i.主族：共7个，用A表示（ⅠA~VIIA族）。同一主族最外层电子数相同，元素性质具有相似性，但电子层数不同，也呈现出一定的递变规律。其中ⅠA族元素除氢外称为碱金属，VIIA族元素统称为卤素。 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ⅱ.副族：完全由长周期元素构成，共7个，用B表示（ⅠB~VIIB族）。副族和Ⅷ族完全由长周期构成。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ⅲ.0族：在元素周期表的第18列，0族和主族均由短周期和长周期共同构成，0族元素化学性质不活泼，把它们的化合价定为0价。 ③特殊位置元素 i.镧系：在元素周期表的第六周期ⅢB族，共15种元素。 ⅱ.锕系：在元素周期表的第七周期ⅢB族，共15种元素。 ⅲ.过渡元素，又称过渡金属：指ⅢB~ⅡB族元素，包括所有副族元素和Ⅷ族元素。 【温馨提示】由原子序数确定元素在周期表中的位置 ①原子结构示意图法：推断根据：周期数＝原子电子层数，主族序数＝原子最外层电子数。 适用范围：主族元素，适合原子核电荷数较小的元素位置推断。 ②0族定位法 i.记住0族元素原子序数与周期序数： 稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn X(未知) 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ⅱ.比大小，定周期；求差值，定族数。若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数多1或2，则该元素处于相邻近0族元素下一周期的ⅠA族或ⅡA族。如元素87X，87－86＝1，则X在第7周期第ⅠA族；若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数少1～5时，则该元素处于相邻近0族元素所在周期的ⅢA～ⅦA族，如84X应在第6周期第ⅥA。 （3）同主族元素的性质的递变规律 ①碱金属元素原子结构的相似性和递变性 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 原子结构示意图 相似性 最外层均有1个电子 递变性 从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 ②碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性 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 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。 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（钠、钾为例） 实验内容 现象 结论或解释 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 化学方程式：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 化学方程式：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 化学方程式：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 化学方程式：2K+2H2O==2KOH+H2↑ 相似性 ①碱金属都是活泼金属，均易失去1个电子，在化合物中均为＋1价；②单质均能与非金属单质(O2、Cl2)反应；③单质均能与水反应（用R表示单质），反应通式：2R+2H2O=2ROH+H2↑；④单质均能与酸反应，反应通式：2R+2H+=2R++H2↑；⑤碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有强碱性。 递变性 ①碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越剧烈；②LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐增强，随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐增强。 ④卤族元素原子结构的相似性和递变性 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 相似性 最外层均有7个电子。 递变性 从F到I，随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 ⑤卤素单质物理性质的相似性和递变性 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 相似性 均有色，熔、沸点较低，难熔与水（F2与水剧烈反应）。 递变性 ①随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；②状态由气→液→固；③密度逐渐增大；④熔沸点都较低，且逐渐升高。 ⑥卤素单质化学性质的相似性和递变性 i.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 ⅱ.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，即随核电荷数的递增，ⅦA族元素原子的得电子能力越来越弱，元素的非金属性越来越弱。 相似性 卤族元素的原子最外层均有7个电子，得电子的能力强，容易得1个电子，其单质都具有较强的氧化性，自然界中不存在游离态的卤素单质。 递变性 ①Cl2、Br2、I2单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2＞Br2＞I2，相应阴离子的还原性由强到弱的顺序是I－＞Br－＞Cl－。 ②从F→I，单质与氢气反应越来越难，气态氢化物的稳定性依次减弱。 ③从Cl→I，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越弱。 【温馨提示】①微粒半径的大小比较—“三看” “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+)。 ②主族元素性质的特殊性： 碳 形成化合物最多的元素；单质是自然界硬度最大的物质的元素；气态氢化物中含氢质量分数最大的元素 氮 空气中含量最多的元素；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素 氧 地壳中含量最多的元素；气态氢化物的沸点最高的元素；氢化物在通常状况下呈液态的元素 铝 地壳中含量最多的金属元素；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 氟 最活泼的非金属；无正价的元素；无含氧酸的非金属元素；无氧酸可腐蚀玻璃的元素；气态氢化物最稳定的元素；阴离子的还原性最弱的元素 铯 与水反应最激烈的金属元素，最活泼的金属元素；最高价氧化物的水化物碱性最强的元素；阳离子氧化性最弱的元素 3．元素周期表的应用 （1）推测元素及其化合物的性质 ①比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性：Ca(OH)2>Al(OH)3。 ②推测陌生元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。 ③制备具有特定性质的新物质。在金属、非金属分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。钒、铂、铑、银组成的物质作催化剂，钛作制造火箭发动机壳体、人造卫星的壳体。 （2）应用于科技和生产中 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： ①在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料（如硅、锗、硒等）。 ②在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的催化剂。 ③在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。 ④研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。 ⑤位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 （3）判断元素金属性与非金属性强弱 ①同周期(从左到右)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素金属性减弱，非金属性增强。 ②同主族(自上而下)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，元素金属性增强，非金属性减弱。 ③元素周期表的金属区和非金属区： i.分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左边是金属元素，右边是非金属元素。 ⅱ.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之间没有严格的界线。 ④元素周期表中左下方是金属性最强的元素铯，右上方是非金属性最强的元素氟。 （4）判断元素“位、构、性”三者的关系 ①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 思路1：由元素原子或离子的核外电子排布推断 思路2：由元素单质或化合物的性质(特性)推断 思路3：由元素在周期表中的位置推断 【温馨提示】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元素推断基本方法 i.对于简单的推断题只要应用有关知识点进行直接判断、比较或计算，即可找到答案。 ⅱ.很多情况下只涉及短周期元素或前20号元素，可在草稿纸上画出一个只包含短周期或前20号元素的周期表，对照此表进行推断。 ⅲ.可利用题目暗示的突破口，联系其他条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论。 ③元素推断中常利用的“四种关系” i.等量关系：核外电子层数＝周期序数；主族序数＝最外层电子数＝最高正价＝8－|最低负价|。 ⅱ.奇偶关系：原子序数是奇数的主族元素，其所在主族序数必为奇数；原子序数是偶数的主族元素，其所在主族序数必为偶数。 ⅲ.同周期相邻主族元素的原子序数差的关系：同周期相邻主族元素的原子序数之差一般为1；同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，具体如下： 周期数 第2或第3周期 第4或第5周期 第6或第7周期 差值 1 11 25 ⅳ.同主族元素的原子序数差的关系：位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA族、ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素的种数；位于过渡元素右侧的主族元素，即ⅢA族～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素的种数。例如，氯和溴的原子序数之差为35－17＝18(溴所在第4周期所含元素的种数)。 二、微粒之间的相互作用力 1．离子键和离子化合物 （1）化学键 ①概念：物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用叫做化学键。 ②类型：离子键和共价键是两种常见的化学键。 （2）离子键 ①概念：阴、阳离子（带相反电荷离子）之间强烈的相互作用。 ②形成过程（微观）—氯化钠为例 ③特点：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。 ④成键要素：成键微粒（阳离子和阴离子）、成键本质（静电作用—引力和斥力）、成键元素（一般是活泼金属与活泼非金属）。 ⑤成键原因：原子间相互得失电子形成稳定的阴、阳离子，使体系的总能量降低。 ⑥存在：① 强碱，如NaOH、KOH等；② 活泼金属氧化物，如Na2O、K2O、CaO、MgO等；③ 绝大多数盐类，如NaCl、NH4Cl、BaSO4等。 （3）离子化合物 ①定义：阴、阳离子通过离子键结合而形成的化合物。 ②常见类型：强碱（如NaOH、Ba(OH)2等）、大多数盐（如NaCl、KNO3、NH4Cl等）、活泼金属氧化物（如NaO、CaO等）。 ③主要性质： i.离子化合物中离子键一般比较牢固，破坏它需要很高的能量，所以离子化合物的熔点一般较高，常温下为固体。 ⅱ.离子化合物在溶于水或受热熔化时，离子键被破坏，形成自由移动的阴、阳离子，能够导电。 ⅲ.不一定任何物质内部都存在化学键，如稀有气体元素的原子都具有稳定的电子层结构，所以稀有气体元素的原子间不存在化学键。 ⅳ.成键微粒间的强相互作用，相互作用既包括相互吸引，也包括相互排斥，是相互吸引与相互排斥的平衡，不能理解为仅有“相互吸引”。 ④存在：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。 【温馨提示】离子键的三个“一定”和两个“不一定” ①三个“一定”：离子化合物中一定含有离子键；含有离子键的化合物一定是离子化合物；离子化合物中一定含有阴离子和阳离子。 ②两个“不一定”：离子化合物中不一定含有金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等铵盐都是离子化合物；含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3。 （4）电子式 ①概念：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。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书写方法： i.原子的电子式：在元素符号周围用小黑点 · (或×)来表示原子的最外层电子式子，且同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。如Na原子：·Na，Mg原子：Mg或·Mg·，Al原子： 或··，S原子：··，Cl原子：·。 ⅱ.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。 ⅲ.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。即“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子的电子式中出现。例如：氯离子、硫离子。 ⅳ.离子化合物的电子式：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。如氧化钙：、硫化钾、、。 ③用电子式表示离子化合物的形成过程：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： NaCl：、 MgBr2：。 【温馨提示】①原子、离子、离子化合电子式的书写方法 原子 书写 规则 先写出元素符号，再在元素符号的周围用“.”或“×”来表示原子的最外层电子数，但应注意(a)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。(b)同一原子的电子式不能既用“”又用“”表示。 示例 简单 离子 书写 规则 （1）简单阳离子是原子失去最外层电子后形成的，其电子式就是阳离子。 （2）简单阴离子得到电子后最外层一般为8电子结构，书写时要在元素符号周围标出电子，用“[ ]”括起来，并在右上角注明所带电荷数。 注意：复杂的阳离子用“[　]”加电荷数表示。如铵根离子等。 示例 Na+ Mg2+ Al3+ 离子 化合物 书写 规则 离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组成，相同的离子不合并，阴阳离子间隔排列，将阴阳离子(阳离子在前，阴离子在后.)拼在一起。 示例 ②用电子式表示离子化合物的形成过程 i.用电子式表示离子化合物的形成过程中不但要表示出离子化合物的电子式，还要同时写成方程式的形式。 ⅱ.反应物均用原子的电子式表示，而不是用分子式或分子的电子式表示，且反应物中相同原子可以合并写。生成物是离子化合物的电子式，且化合物中相同原子必须分开写； ⅲ.反应物和生成物之间用箭头而不用等号表示，形成符合质量守恒定律； ⅳ.得失电子的原子之间要用弯箭头“”表示出电子转移的方向（可不用）。如、氯化钠、氯化镁的形成过程：究、。 2．共价键和共价化合物 （1）共价键 ①概念：原子间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用。 ②形成过程（以氯化氢分子的形成过程为例）： ③特点：H原子需获得1个电子达到稳定结构，Cl原子需获得1个电子达到稳定结构；H原子和Cl原子各提供1个电子组成一对共用电子，使两原子最外电子层都达到稳定结构并产生强烈的相互作用，从而形成了HCl分子。 ④成键要素：成键微粒（原子）、成键本质（共用电子对与成键原子的静电作用）、成键元素（一般是同种或不同种非金属元素）。 ⑤成键原因：通过共用电子对，各原子最外层电子数一般达到“2”或“8”的稳定状态，两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态，体系总能量降低。 ⑥存在：非金属单质分子（稀有气体除外），如 H2、O2、Cl2、C 等；非金属形成的化合物中，如 H2O、CO2、H2SO4、CH4 等；原子团（根）中，如 OH‑、SO、NH等。 ⑦类型： 分类 非极性键 极性键 定义 共用电子对不发生偏移的共价键，称为非极性共价键，简称非极性键。 共用电子对发生偏移的共价键，称为极性共价键，简称极性键。 特征 共用电子对不偏向任何一个原子两个原子均不显电性 共用电子对偏向吸引电子能力强的原子成键的原子呈正电性或负电性 判断 由同种非金属元素组成 由不同种非金属元素组成 【温馨提示】离子键和共价键的比较 化学键类型 离子键 共价键 概念 阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键 原子间通过共用电子对形成的化学键 成键微粒 阴、阳离子 原子 成键本质 阴、阳离子间的静电作用 共用电子对对两原子核产生的电性作用 成键元素 活泼金属与活泼非金属之间化合时，易形成离子键。如第ⅠA族、第ⅡA族的金属元素与第ⅥA族、第ⅦA族的非金属元素之间 一般是非金属元素原子间形成共价键；某些不活泼金属与不活泼非金属原子之间也能形成共价键 形成过程 形成物质 离子化合物：大部分盐、强碱、活泼金属氧化物、其他类物质如Na2O2、NaH等 非金属单质(稀有气体除外)；共价化合物及复杂的离子化合物 （2）共价化合物 ①概念：原子之间全部以共价键结合的分子叫作共价分子（如H2、N2、HCl、CO2等），共价分子中直接相邻的原子间均以共价键相结合的化合物叫共价化合物（如HCl、CO2等）。 ②常见类型：非金属氢化物（如NH3、H2S、H2O）；非金属氧化物（如CO、CO2、SO3）；酸（如H2SO4）、HCl；大多数有机化合物（如CH3CH2OH、CH3COOH等）。 ③导电性：熔融状态时不导电（即熔融无法破坏共价键），溶于水后可能导电（如HCl、H2SO4等酸），溶于水后也可能不导电（如乙醇）。 ④碳原子与共价键： i.碳原子位于第2周期第ⅣA族，原子的最外层有4个电子。在化学反应中，碳原子既不易失去电子，也不易得到电子，通常与其他原子以共价键结合，一个碳原子可以和其他原子形成4对共用电子对，即形成4个共价单键。 ⅱ.碳原子之间可以通过一对、两对或三对共用电子对相结合，分别构成碳碳单键（C-C）、碳碳双键（C=C）、碳碳三键（C≡C）。碳原子之间可以通过共价键彼此结合形成碳链，也可以形成碳环。 【温馨提示】判断离子化合物和共价化合物的方法 ①由化学键类型判断：只含有共价键的化合物是共价化合物，只含离子键或既含离子键又含共价键的化合物是离子化合物。 ②由化合物类型判断：活泼金属的氧化物、强碱和大多数盐(少数盐如AlCl3、BeCl2等除外)属于离子化合物；非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、多数有机物、少数盐(如AlCl3、BeCl2)属于共价化合物。 ③由组成元素判断：一般含金属元素或NH的化合物是离子化合物(AlCl3、BeCl2等少数除外)，如NH4Cl、Ca(OH)2、KClO3等；只由非金属元素构成的化合物(铵盐等除外)属于共价化合物。 （3）共价分子及其空间结构 ①共价分子的电子式：共价分子电子式的表示方法：如H2：H∶H，N2：，NH3：。 ②共价分子形成过程：、。 ③共价分子的结构式：常用“—”表示1对共用电子对，这种表示共价键的式子称为结构式。如：Cl2分子“Cl—Cl”、HCl分子：“H—Cl”、NH3分子“”、CO2分子“O=C=O”等。 ④常见共价分子结构的几种表示方法 分子 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H 球棍模型 空间填充模型模型 空间构型（用文字表述） 直线形 直线形 V形 三角锥型 正四面体型 【温馨提示】常用化学用语的表示方法 原子或离子结构示意图 　 核素符号 中子数为14的镁原子为Mg、中子数为20的氯原子为Cl 电子式 Ba(OH)2：H2O： 球棍模型 甲烷：　乙烯： 空间填充模型 甲烷：　乙烯： 结构式 CO2：O==C==O　HClO：H—O —Cl 化学式 臭氧：O3　明矾：KAl(SO4)2·12H2O 3．分子间作用力 （1）分子间作用力 概念 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。 （2）氢键 概念 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。 【温馨提示】化学键、分子间作用力和氢键的比较 化学键 分子间作用力 氢键 概念 相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用 物质分子间存在微弱的相互作用 某些具有强极性键的氢化物分子间的相互作用(静电作用) 存在范围 相邻原子（离子）之间 分子之间 某些有强极性键的氢化物分子之间（HF、H2O、NH3等） 强弱 比较 强 很弱 比化学键弱得多，比分子间作用力强 影响 范围 物质的物理性质及化学性质 物质的物理性质 物质的物理性质 对物 质性 质的 影响 离子键越强，离子化合物的熔点、沸点越高；共价键越强，单质或化合物越稳定 组成和结构相似的物质，相对分子质量的越大，分子间作用力越强，物质的熔点、沸点逐渐越高。 分子间氢键使物质的熔点、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔点、沸点：H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3 三、从微观结构看物质的多样性 1．同素异形现象和同素异形体 （1）概念：同一种元素能够形成几种不同的单质，这种现象称为同素异形现象。这些单质之间互称为该元素的同素异形体。同素异形体物理性质不相同，化学性质相似。如氧气（O2）和臭氧（O3），红磷（P）和白磷（P4）等。 （2）形成原因：构成同素异形体的各原子之间的连接方式不同。 （3）几种常见的同素异形体 ①常见碳的同素异形体：碳元素能形成多种单质。碳元素形成的单质有金刚石、石墨、富勒烯等。金刚石和石墨晶体中碳原子的成键方式和排列方式不同。 单质 结构特征 结构模型 物理性质 主要用途 金刚石 晶体中每个碳原子与相邻的4个碳原子以共价键结合，形成空间网状结构 无色透明、硬度大、熔点高、不溶于任何溶剂 做装饰品、切割玻璃、做钻头等 石墨 晶体为层状结构，每一层内碳原子以共价键结合，排列成平面六边形，形成平面网状结构；层间存在分子间作用力 呈灰黑色，导电、质软、熔点高、不溶于任何溶剂 做润滑剂、电极、铅笔芯等 C60 由60个碳原子形成的封闭笼状分子，形似足球，人们又称它为“足球烯” C60为棕黑色固体，为半导体，较易溶于有机溶剂，熔点较低 应用于超导体、材料科学领域 石墨烯 由碳原子构成的二维层状结构 有优异的光学、电学、力学特性，在材料学、能源、生物医学等方面具有广泛的应用前景。是目前最理想的纳米材料之一 ②常见氧的同素异形体 物质 O2 O3 颜色 无色 淡蓝色 沸点 O2＜O3(填“>”“<”或“＝”) 气味 无味 鱼腥味 相互转化 3O22O3 差异分析 分子中氧原子个数和氧原子的成键方式不同 【温馨提示】①磷元素形成的同素异形体主要有白磷和红磷。 ②同素异形体是指单质，不是指同位素和核素，也不是指化合物。互为同素异形体的不同单质是由同一种元素形成的，构成它们的原子的核电荷数相同，中子数可以相同，也可以不相同。 ③产生同素异形现象的原因一是组成分子的原子个数和成键方式不同。如氧气(O2)和臭氧(O3)；二是晶体中原子的排列方式不同。如金刚石和石墨。 2．同分异构现象和同分异构体 （1）概念：化合物具有相同的分子式，但具有不同的结构式的现象，叫做同分异构现象。具有同分异构现象的化合物互称为同分异构体。如正丁烷和异丁烷，乙醇和二甲醚(C2H6O)等。 （2）同分异构体的特点：具有相同的分子式，如C4H10； 不同的结构式或结构简式； （3）同分异构体的性质：物理性质有差异，化学性质不同。如异丁烷的熔点、沸点均低于正丁烷。 （4）存在：在有机化合物中普遍存在，是有机化合物种类繁多的原因之一。 （5）几种常见同分异构体 ①正丁烷和异丁烷 名称 正丁烷 异丁烷 分子式 C4H10 分子 结构 结构式 结构简式 CH3CH2CH2CH3 球棍模型 结论 分子结构不同 沸点 －0.5 ℃ －11.7 ℃ 差异分析 原子的连接方法不同，化学键的类型相同，物质类别相同 ②乙醇和二甲醚 名称 乙醇 二甲醚 分子式 C2H6O 分子结构 结构式 结论 分子结构 性质 沸点 78 ℃ －23 ℃ 物理性质不同，化学性质不同 【温馨提示】①四角度认识同分异构体 i.从物质看：互为同分异构体的物质只能是化合物。它们之间的转化属于化学变化，若共存则为混合物。 ⅱ.从分子式看：互为同分异构体的化合物，其分子式相同，相对分子质量也相同，但相对分子质量相同的化合物分子式不一定相同，所以不一定是同分异构体。如相对分子质量均为28的分子CO、N2、C2H4，相对分子质量均为46的甲酸(HCOOH)和乙醇(CH3CH2OH)。 ⅲ.从结构看：互为同分异构体的化合物，空间结构不同。如CH3—CH===CH2与二者分子式相同，碳原子与碳原子间的连接方式不同，结构不同，互为同分异构体 ⅳ.从性质看：互为同分异构体的化合物，物理性质不同，化学性质可能相似。 ②“三同”比较 定义 化学符号 结构 性质 同位素 质子数相同，中子数不同的原子 H、H、H 电子层结构相同，原子结构不同 物理性质不同，化学性质相同 同素异形体 同一种元素组成的不同单质 O2、O3 单质的组成或结构不同 物理性质不同，化学性质不一定相同 同分异构体 分子式相同，结构不同的化合物 一般用结构式或结构简式表示 碳链异构、位置异构、官能团异构 物理性质不同，化学性质不一定相同 3．晶体和非晶体 （1）概念 ①晶体：内部粒子(原子、离子或分子)在空间按一定规律做周期性重复排列的固体称为晶体。如：高锰酸钾、金刚石、干冰、金属铜、石墨等。绝大多数常见的固体都是晶体。排列的周期性是指在一定方向上每隔一定距离 就重复出现相同的排列 ②非晶体：内部原子或分子的排列呈现杂乱无章的分布状态的固体称为非晶体。如：玻璃、松香、硅藻土、橡胶、沥青等。非晶体又称为无定形体 （2）几种常见晶体比较 晶体类型 离子晶体 分子晶体 共价晶体 金属晶体 结 构 构成晶体的粒子 阴、阳离子 分子 原子 …… 微粒间的相互作用 离子键 分子间作用力 共价键 …… 性 质 硬度 较大 小 大 差距大 熔点 较高 低 高 差距大 导电性 熔融或在水溶液中导电 本身不导电，溶于水时发生电离后可导电 不导电(或半导体) 导电 物质类别 强碱，部分金属氧化物，大部分盐类，如NaCl Cl2、O2等多数非金属单质，稀有气体，多数非金属氧化物等共价分子，如：干冰 SO2、SiC、金刚石、晶体硅等 钠、钾、铜等 （3）晶体类型判断方法 ①根据构成微粒和微粒间相互作用力判断：阴、阳离子―→离子键―→离子晶体；原子―→共价键―→共价晶体；分子―→分子间作用力―→分子晶体；金属阳离子、自由电子―→金属键―→金属晶体。 ②根据物质类别判断： 离子晶体——都是离子化合物，包括强碱、大多数盐、活泼金属氧化物； 共价晶体——少数非金属单质，如金刚石、晶体硅、晶体硼、少数非金属化合物，如石英（SiO2）、金刚砂（SiC）等； 分子晶体——某些非金属单质；非金属氢化物；多数非金属氧化物；酸；极少数盐；多数有机物等；金属晶体——金属单质或合金。 ③根据导电性判断：金属晶体——固态能导电；离子晶体——固态不导电，水溶液和熔化态都能导电；分子晶体——液态不导电，水溶液有的能导电，有的不能导电；共价晶体一般不导电。 ④根据物质的熔点判断：离子晶体一般熔点较高，常在几百至1 000多度；原子晶体一般熔点高，常在1 000度至几千度；分子晶体一般熔点低，常在几百度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，部分较低，如汞常温下为液态。 规律：①一般说来，熔沸点：共价晶体>离子晶体>分子晶体。 ②共价晶体的熔沸点很高，但有的离子晶体（如MgO、Al2O3）和金属晶体（如W）的熔沸点也很高。 ③分子晶体熔沸点一般较低。常温下为气态或液态的物质，一般都是分子晶体。有的分子晶体常温下为固态（如磷、硫、碘、葡萄糖、蔗糖等）。 ④金属晶体的熔沸点有的很高，有的很低（如汞、Cs、K、Na等）。 ⑤记住常见的共价晶体。 【温馨提示】判断晶体与非晶体的方法 ①依据是否具有自范性：晶体具有自范性，能自发地呈现多面体的外形，而非晶体不具有自范性。 ②依据是否具有各向异性：晶体具有各向异性，在不同方向上质点排列一般是不一样的，而非晶体不具有各向异性。 ③依据是否具有固定的熔、沸点：晶体具有固定的熔、沸点，给晶体加热时，当温度升高到某温度时便立即熔化或汽化，在熔化过程中，温度始终保持不变，而非晶体没有固定的熔、沸点。 ④依据能否发生 X­射线衍射(最科学的区分方法)：当入射光的波长与光栅隙缝大小相当时，能产生光的衍射现象。X­射线的波长与晶体结构的周期大小相近，所以晶体是个理想的光栅，它能使X­射线产生衍射。利用这种性质人们建立了测定晶体结构的重要实验方法。非晶体物质没有周期性结构，不能使X­射线产生衍射，只有散射效应。 强化点一 寻找“10电子”微粒和“18电子”微粒的方法 1．“10电子”微粒 2．“18电子”微粒 强化点二 元素金属性和非金属性强弱的判断 1．根据电子得失难易判断 金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。且难失电子的原子，得电子不一定容易，如稀有气体元素原子难失电子，也难得电子。 2．根据价态高低判断 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，对应中心元素非金属性越强。非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性HClO<H2CO3说明非金属性Cl<C。原子的最外层电子数或元素的最高正价数与元素的非金属性没有必然关系。如不能用氯的最高价为＋7价而硫的最高价为＋<6价，说明非金属性Cl>S或Cl>S。 3．根据酸性强弱判断 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，对应中心元素非金属性越强。但无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性HCl>H2S，说明非金属性Cl>S。 注意：单质或化合物物理性质方面的规律与元素的金属性或非金属性强弱无关。如不能用HCl的沸点比H2S高说明非金属性Cl>S。 强化点三 化学键类型的判断方法 1．根据形成元素在周期表中的位置判断 易失去电子的活泼金属元素(如ⅠA族、ⅡA族元素)原子与易得电子的活泼非金属元素(如ⅥA族、ⅦA族元素)原子之间容易形成离子键，如NaCl、K2O、MgCl2、CaS等都是靠离子键结合的。 2．根据元素金属性和非金属性判断 一般是非金属元素原子间形成共价键，但某些不活泼金属与非金属原子之间也能形成共价键，如AlCl3。只有非金属元素即可以形成共价键，也可以形成离子键。如铵盐NH4Cl等。 强化点四 离子化合物和共价化合物的判断方法 1．离子键与离子化合物 含有离子键的化合物一定是离子化合物，而离子化合物中不一定只含有离子键。如NH4NO3、Na2O2是离子化合物，但在NH4NO3、Na2O2中除含有离子键外，还含有共价键。 2．共价键与共价化合物 只含有共价键的化合物才是共价化合物。如非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、多数有机物、少数盐(如AlCl3、BeCl2)属于共价化合物。 强化点五 化合物的溶解和熔化过程中微粒间作用力变化 1．化学反应过程 化学反应过程既有旧化学键被破坏（反应物），又有新化学键的形成（产物），如H2与Cl2反应生成HCl，H2、Cl2中的化学键被破坏，形成HCl中的化学键。但不一定所有旧化学键都被破坏。如原子团中的化学键。 2．离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物电离阴、阳离子。 3．共价化合物的溶解或熔化过程 ①溶解过程：与水反应的共价化合物，共价键被破坏，如CO2、SO3等；共价化合物的电解质，共价键被破坏，如H2SO4、CH3COOH等；部分共价化合物的非电解质，共价键不被破坏，如蔗糖、乙醇等。 ②熔化过程：由分子构成的共价化合物，只破坏分子间作用力；由原子构成的共价化合物，破坏共价键，如SiO2等。 真题感知 1．（2023高一上·江苏盐城·期末）下列有关Mg和Mg的说法正确的是（ ） A．它们原子中均含有22个中子 B．它们在周期表中位置相同，都在第2纵行 C．它们的物理性质相同 D．它们为同一核素 2．（2023高一上·江苏南通海安·期末）LiAlH4是重要的还原剂，遇水立即发生爆炸性的猛烈反应并放出氢气，同时生成两种碱：LiAlH4+4H2O==LiOH+Al(OH)3+4H2↑，合成方法：NaAlH4+LiCl==LiAlH4+NaCl。下列说法正确的是（ ） A．金属性大小：Li>Na B．半径大小：r(Al3+)>r(Na+) C．还原性大小：LiAlH4>H2 D．碱性强弱：Al(OH)3>NaOH 3．（2023高一上·江苏南京·期末）下列物质中，既含离子键又含共价键的是（ ） A．CH4 B．Na2O C．CaCl2 D．NaClO 4．（2023高一上·江苏盐城阜宁·期末）短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次增大，A、C的原子序数相差8，A原子的最外层电子数是其次外层电子数的3倍，单质的焰色试验结果为黄色。下列说法不正确的是（ ） A．阴离子的还原性： B．元素A与B可形成两种化合物 C．最高价氧化物对应的水化物的酸性： D．原子半径的大小顺序： 5．（2023高一上·江苏连云港·期末）现代元素周期表是1869年俄国科学家门捷列夫首创。下图是扇形元素周期表，表中的“1、2、3、4”表示原子的核外电子层数，与现代元素周期表中的周期对应：“一、二、三……”与现代元素周期表中的族对应，共18列；“①、②、③、④……”表示周期表中1~18号元素。下列说法正确的是 A．原子半径：②<⑤ B．简单气态氢化物的热稳定性：⑤<⑧ C．⑥⑨形成的化合物为离子化合物 D．⑦⑧的最高价氧化物的水化物均为强酸 6．（2023高一上·江苏无锡·锡山高级中学期末）如图是部分短周期元素主要化合价与原子序数的关系图，X、Y、Z、W、R是其中的五种元素。下列说法正确的是（ ） A．离子半径：X2->Y+ B．气态氢化物的热稳定性：H2W>H2X C．R氧化物对应水化物的酸性强于W氧化物对应水化物的酸性 D．工业上用电解熔融态ZR3的方法制备金属Z 7．（2023高一上·江苏南通海安·期末）前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X的一种单质是已知自然存在的硬度最大的物质，Y是金属元素，其原子最外层电子数与最内层电子数相同，Z是同周期主族元素中原子半径最小的元素，X、Y、W三种元素的原子最外层电子数之和等于10。下列说法正确的是（ ） A．原子半径：r(X)<r(Y)<r(Z)<r(W) B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强 C．X的简单气态氢化物的热稳定性比W的强 D．W在元素周期表中位于第4周期ⅥA族 8．（2023高一上·江苏无锡·锡山高级中学期末）利用固体表面催化工艺进行NO分解的过程如图所示。下列说法不正确的是（ ） A．N2含有非极性共价键 B．NO和O2均属于共价化合物 C．上述过程的总化学方程式为2NON2 + O2 D．标准状况下，NO分解生成11.2 L N2转移电子数为1.204×1024 9．（2023高一上·江苏无锡·锡山高级中学期末）2021年，“中国天眼”正式对全球开放，其“眼镜片”主要成分是高性能碳化硅新型材料，它能探测到宇宙边缘的中性氢，重现宇宙早期图像。下列有关说法正确的是（ ） A．其塔架所用钢材的组成元素都是金属元素 B．其射电板所用铝合金具有较强的抗腐蚀性 C．中性氢原子构成的氢气有三种同素异形体 D．硅位于元素周期表第三周期ⅥA族 10．（2023高一上·江苏徐州·期末）下列说法正确的是（ ） A．H2与D2互为同位素 B．水在1000℃以上分解生成氢气和氧气，既克服了分子间作用力又断开了共价键 C．34gH2O2晶体中阴、阳离子个数均为2×6.02×1023 D．1molNa2O2与水充分反应，转移电子数目约为2×6.02×1023 11．（2023高一上·江苏南京·南京第五高级中学期末）可控核聚变的原料3He是一种安全高效而又清洁无污染的物质，据统计，月球土壤的3He含量可达500万吨。关于3He的叙述正确的是（ ） A．3He和4He两种核素互为同素异形体 B．3He和4He两种核素互为同位素 C．核聚变时，原子核发生了变化，发生了化学反应 D．在3He中存在：质子数=中子数=核外电子数 12．（2023高一上·江苏南京·南京第五高级中学期末）短周期元素W、X、Y、Z、Q，原子序数依次增大，W原子没有中子，X元素为地壳中含量最多的元素，Y、Z、Q同周期，且Y、Z、Q最外层电子数之和为14，Y与W同主族，下列结论不正确的是（ ） A．原子半径大小顺序为Y>Z>Q>X>W B．W、X、Y形成的化合物中只有共价键 C．X、Y可以形成的原子个数比1：1或1：2的化合物 D．最高价氧化物对应的水化物酸性Z﹤Q 13．（2023高一上·江苏无锡·锡山高级中学期末）如图是元素周期表的一部分，表中所列字母分别代表一种元素。根据表中所列元素回答下列问题： a b c d e f g h （1）c的离子结构示意图是 ，h在元素周期表中的位置为 。 （2）a、e、f最高价氧化物对应水化物的酸性强弱由大到小的顺序为 (用化学式表示)。 （3）b的一种氧化物可以消毒杀菌，其电子式为 。 （4）镓(Ga)与铝同主族，曾被称为“类铝”，其氧化物和氢氧化物均为两性化合物。碱性： (填“>”或“<”)，氧化镓与反应的化学方程式为 。 14．（2023高一上·江苏徐州·期末）2022年1月，南太平洋岛国汤加境内发生了“21世纪至今最剧烈的火山喷发”，科学家对喷发出的火山灰及气体进行分析测定，发现含有下列物质： ①S ②SO2 ③CH4 ④SiO2 ⑤Fe3O4 ⑥MgCl2 ⑦CO ⑧Al2O3 ⑨CO2 ⑩H2SO4。 （1）上述物质中属于主族元素形成的金属氧化物是 (填序号)：属于氢化物的电子式是 。 （2）组成①的元素在元素周期表中的位置是第 周期 族。 （3）⑩的浓溶液可以干燥⑦是利用其 性。 （4）⑨在固态时称为干冰，干冰的晶体类型是 ，其晶体内存在的微粒间相互作用有 。 （5）16 g S先转变成，再转变成，转移的电子的总物质的量是 mol。 （6）⑥在熔融状态下的电离方程式是 。 （7）高温下⑤与⑦反应用于工业炼铁，写出反应的化学方程式 。 提升专练 1．下列说法正确的是（ ） A．第二周期非金属元素的最高价氧化物对应的水化物都不能与其最简单氢化物反应 B．元素周期表中第VIIA族元素的最高正价都是+7价 C．碱性：NaOH>KOH D．冰中存在氢键 2．铁原子结构示意图及元素周期表中铁元素的部分信息如下图，下列有关说法正确的是（ ） A．铁元素位于元素周期表的第六周期 B．的电子数为24 C．1mol铁的质量为55.85g D．加热下，铁与硫反应生成 3．下列有关电子式的叙述正确的是（ ） A．H、He、Li的电子式分别为H·、·He·、·Li B．Na2O的电子式为Na＋[]2－Na＋，H2O的电子式为H＋[]2－H＋ C．氟化钙的形成过程： D．NaH的电子式为Na＋[H]－ 4．下列关于同分异构体的说法错误的是（ ） A．具有相同相对分子质量和不同结构的化合物互称为同分异构体 B．互称为同分异构体的物质一定不是同种物质 C．同分异构体之间物理性质一定不同，化学性质可能相同 D．同分异构体一定具有相同的相对分子质量 5．下列说法不正确的是（ ） A．CO2是酸性氧化物，能与碱反应生成盐和水 B．熔融的MgCl2能导电，MgCl2是电解质 C．金刚石、石墨和C60互为同位素 D．Ca(OH)2的电离方程式为Ca(OH)2=Ca2++2OH- 6．短周期主族元素 X、Y、Z、W 的原子序数依次增大。X原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，Y原子半径是短周期元素中最大的，Z与X属于同一主族。下列说法正确的是（ ） A．W元素的氧化物对应水化物为强酸 B．Y的单质和X、Z、W的单质在一定条件下都可以反应 C．离子半径：r(W) > r(Z) > r(Y) > r(X) D．Z 的简单气态氢化物的热稳定性比X的强 7．下列事实能作为判断依据的是(　　) A．根据N2在空气能稳定存在，而P4在温度特别高的夏天容易自燃，判断非金属性：N>P B．根据盐酸除去水垢时发生CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O，判断碳与氯的非金属性强弱 C．向硅酸钠溶液中通入CO2，有硅酸胶体生成，判断碳与硅的非金属性强弱 D．根据元素原子最外层电子数越多，该元素金属性越强 X Y Z W 8．如表为元素周期表的一部分，四种元素均为短周期元素，若X原子核外的最外层上有5个电子，则下列叙述中合理的是（ ） A．Y的氢化物的化学式一定是H2Y B．W的氧化物对应的水化物一定为强酸 C．四种元素的原子半径由小到大的顺序为X<Y<Z<W D．W的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强 9．下列叙述正确的是（ ） A．任何离子键在形成过程中必定有电子的得与失 B．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强 C．某元素的原子最外层只有一个电子，它跟卤素结合时所成的化学键一定是离子键 D．非金属原子间不可能形成离子键 10．M、R均为主族元素，已知M的一个原子失去2个电子、R的一个原子得到1个电子后分别形成稀有气体元素原子的电子层结构。下列关于M与R形成的化合物的叙述正确的是（ ） A．M与R可形成 MR2型离子化合物 B．在MR2中，M的离子半径比R的离子半径大 C．形成的两种离子分别是M＋和R2－ D．MR2的电子式为 11．下列说法正确的是（ ） A．氯化铵受热固体消失和干冰升华只需克服分子间作用力 B．NaF、H2SO4中所含化学键类型相同 C．I2、Br2、Cl2、F2熔沸点逐渐升高 D．HCl气体溶于水和NaOH熔化破坏的化学键类型不同 12．下表给出几种物质的熔、沸点： NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 单质B 熔点/℃ 801 710 180 68 2 300 沸点/℃ 1 465 1 418 160 57 2 500 判断下列有关说法中错误的是（ ） A．SiCl4是分子晶体 B．单质B可能是共价晶体 C．AlCl3加热能升华 D．NaCl中离子键的强度比MgCl2中的小 13．I.元素周期律是研究物质的重要规律，下表所列是8种短周期元素的原子半径及主要化合价(已知硅的原子半径为0.111nm)。 a b c d e f g h 原子半径/nm 0.066 0.160 0.152 0.110 0.099 0.186 0.070 0.088 最高正化合价 最低负化合价 （1）b元素在元素周期表中的位置： 。 （2）上述元素的最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是 (填化学式)。 （3）a、f能形成两种化合物，其中既含离子键又含共价键的化合物与水反应的离子方程式为 。 （4）g的非金属性强于d，从原子结构的角度解释其原因： 。 （5）试推测碳元素的原子半径的范围 。 II.为验证碳和硅两种元素非金属性的相对强弱，某同学用如图所示装置进行实验(夹持仪器略，已知为不溶于水的沉淀)。 （6）X是 (填化学式)，B装置的作用是 。 （7）C中现象是 可验证碳的非金属性强于硅。 14．现有部分短周期元素的性质或原子结构如表所示： 元素编号 元素性质或原子结构 T M层上电子数是K层上电子数的3倍 X 最外层电子数是次外层电子数的2倍 Y 常温下单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性 Z 元素最高正价是＋7价 （1）元素X位于元素周期表的第　　 　　周期　　 　　族，它的一种核素可测定文物年代，这种核素的符号是　　 　　。 （2）元素Y的原子结构示意图为　　 　　，与氢元素形成一种离子YH，写出某溶液中含有该微粒的检验方法________________________________________。 （3）元素Z与元素T相比，非金属性较强的是　　　 　(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是　　　 　(填序号)。 a．常温下Z的单质和T的单质状态不同 b．Z的氢化物比T的氢化物稳定 c．一定条件下Z和T的单质都能与氢氧化钠溶液反应 （4）探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。T、X、Y、Z四种元素的最高价氧化物对应的水化物中化学性质明显不同于其他三种的是　　　 　，理由__________________________。 15．随着原子序数的递增，8种短周期元素(用英文字母表示)原子半径的相对大小、最高正化合价或最低负化合价的变化如图所示。 （1）元素h位于元素周期表中第三周期 族。 （2）元素x、z可形成含10电子的分子，其结构式为 。元素d、e形成的简单离子，半径较大的离子是 (填离子符号)。 （3）元素x、y形成的化合物yx4属于 化合物(填“离子”或“共价”)。元素g、h的最高价氧化物的水化物的酸性较弱的是 (填化学式)。 （4）元素e、f的最高价氧化物的水化物之间发生反应的离子方程式为 。 16．下表为八种短周期主族元素的部分性质(已知铍的原子半径为0.89×10－10m)： 元素代号 X Y Z M R J Q T 原子半径 /10－10m 0.74 0.75 0.99 1.86 1.43 1.10 主要化合价 -2 +5、-3 +4、-4 +7、-1 +1 +3 +5、-3 其它 原子核内无中子 重要的半导体材料 有两种氧化物 （1）元素Z在元素周期表中的位置为 。 （2）写出 Q与J两种元素最高价氧化物对应的水化物之间反应的离子方程式 。 （3）R与T相比，非金属性较强的是 (用元素符号表示)，下列事实能证明这一结论的是 (填字母)。 a．常温下T的单质呈固态，R的单质呈气态 b．R的氢化物比T的氢化物稳定 c．R的氢化物水溶液酸性比T的氧化物对应水化物酸性强 （4）J与Q相比，金属性较强的是 (用元素符号表示)，能证明这一结论的依据是 。 （5）根据表中数据推测，M的原子半径的最小范围是 。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题05 微观结构与物质的多样性 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、元素周期律和周期表 1．元素周期律 （1）元素的原子结构的周期性变化 ①1～18号元素原子最外层电子排布变化规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 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) 3→10 2 1→8 11→18 3 1→8 【规律】除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。如图： ②1～18号元素原子半径的变化规律(稀有气体除外) 原子序数 原子半径(nm) 结论 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) 3→9 0.152→0.071大→小 11→17 0.186→0.099大→小 【规律】随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。如图： （2）元素的性质的周期性变化 ①1～18号元素的主要化合价规律 原子序数 主要化合价 结论 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 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 11→17 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1 【规律】 1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的周期性变化，其中O、F 元素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的周期性变化。如图： 本质原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化。 ②元素金属性和非金属性的周期性变化 i.判断元素金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强 金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强 最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe ⅱ.实验探究钠、镁、铝的金属性强弱 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 金属失电子的能力，即金属性：Na>Mg>Al 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ ⅲ.实验探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3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 NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱，则金属性：Na>Mg>Al。 【规律】元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （3）元素周期律 ①内容：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（除稀有气体元素外）、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性都呈现周期性变化的规律。 ②原因：核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 ③实质：元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。 【温馨提示】①金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。 注意：难失电子的原子，得电子不一定容易，如稀有气体元素原子难失电子，也难得电子。 ②单质或化合物物理性质方面的规律与元素的金属性或非金属性强弱无关。如不能用HCl的沸点比H2S高说明非金属性Cl>S。 ③含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。如不能用氧化性HClO>H2SO4说明非金属性Cl>S。 ④非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性HClO<H2CO3说明非金属性Cl<C。 ⑤无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性HCl>H2S，说明非金属性Cl>S。 ⑥原子的最外层电子数或元素的最高正价数与元素的非金属性没有必然关系。如不能用氯的最高价为＋7价而硫的最高价为＋6价，说明非金属性Cl>S。 2．元素周期表 （1）编排原则 ①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，称为周期。7个横行分别称为7个周期。 ②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，称为族。共18列，分为16个族。 （2）周期表结构 ①周期(横行)：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行，称为周期。7个横行分别称为7个周期。每一周期从左到右核电荷数依次递增，但元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。第1、2、3周期称为短周期，其它周期均为长周期。 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 ②族（纵列）：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共18列，除8、9、103个纵列叫作Ⅷ族外，其余每列各为一族，共分为16个族（7主族+7副族+Ⅷ族+0族）。 i.主族：共7个，用A表示（ⅠA~VIIA族）。同一主族最外层电子数相同，元素性质具有相似性，但电子层数不同，也呈现出一定的递变规律。其中ⅠA族元素除氢外称为碱金属，VIIA族元素统称为卤素。 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ⅱ.副族：完全由长周期元素构成，共7个，用B表示（ⅠB~VIIB族）。副族和Ⅷ族完全由长周期构成。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ⅲ.0族：在元素周期表的第18列，0族和主族均由短周期和长周期共同构成，0族元素化学性质不活泼，把它们的化合价定为0价。 ③特殊位置元素 i.镧系：在元素周期表的第六周期ⅢB族，共15种元素。 ⅱ.锕系：在元素周期表的第七周期ⅢB族，共15种元素。 ⅲ.过渡元素，又称过渡金属：指ⅢB~ⅡB族元素，包括所有副族元素和Ⅷ族元素。 【温馨提示】由原子序数确定元素在周期表中的位置 ①原子结构示意图法：推断根据：周期数＝原子电子层数，主族序数＝原子最外层电子数。 适用范围：主族元素，适合原子核电荷数较小的元素位置推断。 ②0族定位法 i.记住0族元素原子序数与周期序数： 稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn X(未知) 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ⅱ.比大小，定周期；求差值，定族数。若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数多1或2，则该元素处于相邻近0族元素下一周期的ⅠA族或ⅡA族。如元素87X，87－86＝1，则X在第7周期第ⅠA族；若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数少1～5时，则该元素处于相邻近0族元素所在周期的ⅢA～ⅦA族，如84X应在第6周期第ⅥA。 （3）同主族元素的性质的递变规律 ①碱金属元素原子结构的相似性和递变性 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 原子结构示意图 相似性 最外层均有1个电子 递变性 从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 ②碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性 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 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。 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（钠、钾为例） 实验内容 现象 结论或解释 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 化学方程式：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 化学方程式：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 化学方程式：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 化学方程式：2K+2H2O==2KOH+H2↑ 相似性 ①碱金属都是活泼金属，均易失去1个电子，在化合物中均为＋1价；②单质均能与非金属单质(O2、Cl2)反应；③单质均能与水反应（用R表示单质），反应通式：2R+2H2O=2ROH+H2↑；④单质均能与酸反应，反应通式：2R+2H+=2R++H2↑；⑤碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有强碱性。 递变性 ①碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越剧烈；②LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐增强，随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐增强。 ④卤族元素原子结构的相似性和递变性 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 相似性 最外层均有7个电子。 递变性 从F到I，随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 ⑤卤素单质物理性质的相似性和递变性 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 相似性 均有色，熔、沸点较低，难熔与水（F2与水剧烈反应）。 递变性 ①随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；②状态由气→液→固；③密度逐渐增大；④熔沸点都较低，且逐渐升高。 ⑥卤素单质化学性质的相似性和递变性 i.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 ⅱ.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，即随核电荷数的递增，ⅦA族元素原子的得电子能力越来越弱，元素的非金属性越来越弱。 相似性 卤族元素的原子最外层均有7个电子，得电子的能力强，容易得1个电子，其单质都具有较强的氧化性，自然界中不存在游离态的卤素单质。 递变性 ①Cl2、Br2、I2单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2＞Br2＞I2，相应阴离子的还原性由强到弱的顺序是I－＞Br－＞Cl－。 ②从F→I，单质与氢气反应越来越难，气态氢化物的稳定性依次减弱。 ③从Cl→I，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越弱。 【温馨提示】①微粒半径的大小比较—“三看” “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+)。 ②主族元素性质的特殊性： 碳 形成化合物最多的元素；单质是自然界硬度最大的物质的元素；气态氢化物中含氢质量分数最大的元素 氮 空气中含量最多的元素；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素 氧 地壳中含量最多的元素；气态氢化物的沸点最高的元素；氢化物在通常状况下呈液态的元素 铝 地壳中含量最多的金属元素；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 氟 最活泼的非金属；无正价的元素；无含氧酸的非金属元素；无氧酸可腐蚀玻璃的元素；气态氢化物最稳定的元素；阴离子的还原性最弱的元素 铯 与水反应最激烈的金属元素，最活泼的金属元素；最高价氧化物的水化物碱性最强的元素；阳离子氧化性最弱的元素 3．元素周期表的应用 （1）推测元素及其化合物的性质 ①比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性：Ca(OH)2>Al(OH)3。 ②推测陌生元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。 ③制备具有特定性质的新物质。在金属、非金属分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。钒、铂、铑、银组成的物质作催化剂，钛作制造火箭发动机壳体、人造卫星的壳体。 （2）应用于科技和生产中 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： ①在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料（如硅、锗、硒等）。 ②在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的催化剂。 ③在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。 ④研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。 ⑤位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 （3）判断元素金属性与非金属性强弱 ①同周期(从左到右)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素金属性减弱，非金属性增强。 ②同主族(自上而下)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，元素金属性增强，非金属性减弱。 ③元素周期表的金属区和非金属区： i.分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左边是金属元素，右边是非金属元素。 ⅱ.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之间没有严格的界线。 ④元素周期表中左下方是金属性最强的元素铯，右上方是非金属性最强的元素氟。 （4）判断元素“位、构、性”三者的关系 ①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 思路1：由元素原子或离子的核外电子排布推断 思路2：由元素单质或化合物的性质(特性)推断 思路3：由元素在周期表中的位置推断 【温馨提示】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元素推断基本方法 i.对于简单的推断题只要应用有关知识点进行直接判断、比较或计算，即可找到答案。 ⅱ.很多情况下只涉及短周期元素或前20号元素，可在草稿纸上画出一个只包含短周期或前20号元素的周期表，对照此表进行推断。 ⅲ.可利用题目暗示的突破口，联系其他条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论。 ③元素推断中常利用的“四种关系” i.等量关系：核外电子层数＝周期序数；主族序数＝最外层电子数＝最高正价＝8－|最低负价|。 ⅱ.奇偶关系：原子序数是奇数的主族元素，其所在主族序数必为奇数；原子序数是偶数的主族元素，其所在主族序数必为偶数。 ⅲ.同周期相邻主族元素的原子序数差的关系：同周期相邻主族元素的原子序数之差一般为1；同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，具体如下： 周期数 第2或第3周期 第4或第5周期 第6或第7周期 差值 1 11 25 ⅳ.同主族元素的原子序数差的关系：位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA族、ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素的种数；位于过渡元素右侧的主族元素，即ⅢA族～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素的种数。例如，氯和溴的原子序数之差为35－17＝18(溴所在第4周期所含元素的种数)。 二、微粒之间的相互作用力 1．离子键和离子化合物 （1）化学键 ①概念：物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用叫做化学键。 ②类型：离子键和共价键是两种常见的化学键。 （2）离子键 ①概念：阴、阳离子（带相反电荷离子）之间强烈的相互作用。 ②形成过程（微观）—氯化钠为例 ③特点：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。 ④成键要素：成键微粒（阳离子和阴离子）、成键本质（静电作用—引力和斥力）、成键元素（一般是活泼金属与活泼非金属）。 ⑤成键原因：原子间相互得失电子形成稳定的阴、阳离子，使体系的总能量降低。 ⑥存在：① 强碱，如NaOH、KOH等；② 活泼金属氧化物，如Na2O、K2O、CaO、MgO等；③ 绝大多数盐类，如NaCl、NH4Cl、BaSO4等。 （3）离子化合物 ①定义：阴、阳离子通过离子键结合而形成的化合物。 ②常见类型：强碱（如NaOH、Ba(OH)2等）、大多数盐（如NaCl、KNO3、NH4Cl等）、活泼金属氧化物（如NaO、CaO等）。 ③主要性质： i.离子化合物中离子键一般比较牢固，破坏它需要很高的能量，所以离子化合物的熔点一般较高，常温下为固体。 ⅱ.离子化合物在溶于水或受热熔化时，离子键被破坏，形成自由移动的阴、阳离子，能够导电。 ⅲ.不一定任何物质内部都存在化学键，如稀有气体元素的原子都具有稳定的电子层结构，所以稀有气体元素的原子间不存在化学键。 ⅳ.成键微粒间的强相互作用，相互作用既包括相互吸引，也包括相互排斥，是相互吸引与相互排斥的平衡，不能理解为仅有“相互吸引”。 ④存在：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。 【温馨提示】离子键的三个“一定”和两个“不一定” ①三个“一定”：离子化合物中一定含有离子键；含有离子键的化合物一定是离子化合物；离子化合物中一定含有阴离子和阳离子。 ②两个“不一定”：离子化合物中不一定含有金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等铵盐都是离子化合物；含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3。 （4）电子式 ①概念：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。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书写方法： i.原子的电子式：在元素符号周围用小黑点 · (或×)来表示原子的最外层电子式子，且同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。如Na原子：·Na，Mg原子：Mg或·Mg·，Al原子： 或··，S原子：··，Cl原子：·。 ⅱ.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。 ⅲ.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。即“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子的电子式中出现。例如：氯离子、硫离子。 ⅳ.离子化合物的电子式：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。如氧化钙：、硫化钾、、。 ③用电子式表示离子化合物的形成过程：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： NaCl：、 MgBr2：。 【温馨提示】①原子、离子、离子化合电子式的书写方法 原子 书写 规则 先写出元素符号，再在元素符号的周围用“.”或“×”来表示原子的最外层电子数，但应注意(a)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。(b)同一原子的电子式不能既用“”又用“”表示。 示例 简单 离子 书写 规则 （1）简单阳离子是原子失去最外层电子后形成的，其电子式就是阳离子。 （2）简单阴离子得到电子后最外层一般为8电子结构，书写时要在元素符号周围标出电子，用“[ ]”括起来，并在右上角注明所带电荷数。 注意：复杂的阳离子用“[　]”加电荷数表示。如铵根离子等。 示例 Na+ Mg2+ Al3+ 离子 化合物 书写 规则 离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组成，相同的离子不合并，阴阳离子间隔排列，将阴阳离子(阳离子在前，阴离子在后.)拼在一起。 示例 ②用电子式表示离子化合物的形成过程 i.用电子式表示离子化合物的形成过程中不但要表示出离子化合物的电子式，还要同时写成方程式的形式。 ⅱ.反应物均用原子的电子式表示，而不是用分子式或分子的电子式表示，且反应物中相同原子可以合并写。生成物是离子化合物的电子式，且化合物中相同原子必须分开写； ⅲ.反应物和生成物之间用箭头而不用等号表示，形成符合质量守恒定律； ⅳ.得失电子的原子之间要用弯箭头“”表示出电子转移的方向（可不用）。如、氯化钠、氯化镁的形成过程：究、。 2．共价键和共价化合物 （1）共价键 ①概念：原子间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用。 ②形成过程（以氯化氢分子的形成过程为例）： ③特点：H原子需获得1个电子达到稳定结构，Cl原子需获得1个电子达到稳定结构；H原子和Cl原子各提供1个电子组成一对共用电子，使两原子最外电子层都达到稳定结构并产生强烈的相互作用，从而形成了HCl分子。 ④成键要素：成键微粒（原子）、成键本质（共用电子对与成键原子的静电作用）、成键元素（一般是同种或不同种非金属元素）。 ⑤成键原因：通过共用电子对，各原子最外层电子数一般达到“2”或“8”的稳定状态，两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态，体系总能量降低。 ⑥存在：非金属单质分子（稀有气体除外），如 H2、O2、Cl2、C 等；非金属形成的化合物中，如 H2O、CO2、H2SO4、CH4 等；原子团（根）中，如 OH‑、SO、NH等。 ⑦类型： 分类 非极性键 极性键 定义 共用电子对不发生偏移的共价键，称为非极性共价键，简称非极性键。 共用电子对发生偏移的共价键，称为极性共价键，简称极性键。 特征 共用电子对不偏向任何一个原子两个原子均不显电性 共用电子对偏向吸引电子能力强的原子成键的原子呈正电性或负电性 判断 由同种非金属元素组成 由不同种非金属元素组成 【温馨提示】离子键和共价键的比较 化学键类型 离子键 共价键 概念 阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键 原子间通过共用电子对形成的化学键 成键微粒 阴、阳离子 原子 成键本质 阴、阳离子间的静电作用 共用电子对对两原子核产生的电性作用 成键元素 活泼金属与活泼非金属之间化合时，易形成离子键。如第ⅠA族、第ⅡA族的金属元素与第ⅥA族、第ⅦA族的非金属元素之间 一般是非金属元素原子间形成共价键；某些不活泼金属与不活泼非金属原子之间也能形成共价键 形成过程 形成物质 离子化合物：大部分盐、强碱、活泼金属氧化物、其他类物质如Na2O2、NaH等 非金属单质(稀有气体除外)；共价化合物及复杂的离子化合物 （2）共价化合物 ①概念：原子之间全部以共价键结合的分子叫作共价分子（如H2、N2、HCl、CO2等），共价分子中直接相邻的原子间均以共价键相结合的化合物叫共价化合物（如HCl、CO2等）。 ②常见类型：非金属氢化物（如NH3、H2S、H2O）；非金属氧化物（如CO、CO2、SO3）；酸（如H2SO4）、HCl；大多数有机化合物（如CH3CH2OH、CH3COOH等）。 ③导电性：熔融状态时不导电（即熔融无法破坏共价键），溶于水后可能导电（如HCl、H2SO4等酸），溶于水后也可能不导电（如乙醇）。 ④碳原子与共价键： i.碳原子位于第2周期第ⅣA族，原子的最外层有4个电子。在化学反应中，碳原子既不易失去电子，也不易得到电子，通常与其他原子以共价键结合，一个碳原子可以和其他原子形成4对共用电子对，即形成4个共价单键。 ⅱ.碳原子之间可以通过一对、两对或三对共用电子对相结合，分别构成碳碳单键（C-C）、碳碳双键（C=C）、碳碳三键（C≡C）。碳原子之间可以通过共价键彼此结合形成碳链，也可以形成碳环。 【温馨提示】判断离子化合物和共价化合物的方法 ①由化学键类型判断：只含有共价键的化合物是共价化合物，只含离子键或既含离子键又含共价键的化合物是离子化合物。 ②由化合物类型判断：活泼金属的氧化物、强碱和大多数盐(少数盐如AlCl3、BeCl2等除外)属于离子化合物；非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、多数有机物、少数盐(如AlCl3、BeCl2)属于共价化合物。 ③由组成元素判断：一般含金属元素或NH的化合物是离子化合物(AlCl3、BeCl2等少数除外)，如NH4Cl、Ca(OH)2、KClO3等；只由非金属元素构成的化合物(铵盐等除外)属于共价化合物。 （3）共价分子及其空间结构 ①共价分子的电子式：共价分子电子式的表示方法：如H2：H∶H，N2：，NH3：。 ②共价分子形成过程：、。 ③共价分子的结构式：常用“—”表示1对共用电子对，这种表示共价键的式子称为结构式。如：Cl2分子“Cl—Cl”、HCl分子：“H—Cl”、NH3分子“”、CO2分子“O=C=O”等。 ④常见共价分子结构的几种表示方法 分子 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H 球棍模型 空间填充模型模型 空间构型（用文字表述） 直线形 直线形 V形 三角锥型 正四面体型 【温馨提示】常用化学用语的表示方法 原子或离子结构示意图 　 核素符号 中子数为14的镁原子为Mg、中子数为20的氯原子为Cl 电子式 Ba(OH)2：H2O： 球棍模型 甲烷：　乙烯： 空间填充模型 甲烷：　乙烯： 结构式 CO2：O==C==O　HClO：H—O —Cl 化学式 臭氧：O3　明矾：KAl(SO4)2·12H2O 3．分子间作用力 （1）分子间作用力 概念 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。 （2）氢键 概念 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。 【温馨提示】化学键、分子间作用力和氢键的比较 化学键 分子间作用力 氢键 概念 相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用 物质分子间存在微弱的相互作用 某些具有强极性键的氢化物分子间的相互作用(静电作用) 存在范围 相邻原子（离子）之间 分子之间 某些有强极性键的氢化物分子之间（HF、H2O、NH3等） 强弱 比较 强 很弱 比化学键弱得多，比分子间作用力强 影响 范围 物质的物理性质及化学性质 物质的物理性质 物质的物理性质 对物 质性 质的 影响 离子键越强，离子化合物的熔点、沸点越高；共价键越强，单质或化合物越稳定 组成和结构相似的物质，相对分子质量的越大，分子间作用力越强，物质的熔点、沸点逐渐越高。 分子间氢键使物质的熔点、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔点、沸点：H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3 三、从微观结构看物质的多样性 1．同素异形现象和同素异形体 （1）概念：同一种元素能够形成几种不同的单质，这种现象称为同素异形现象。这些单质之间互称为该元素的同素异形体。同素异形体物理性质不相同，化学性质相似。如氧气（O2）和臭氧（O3），红磷（P）和白磷（P4）等。 （2）形成原因：构成同素异形体的各原子之间的连接方式不同。 （3）几种常见的同素异形体 ①常见碳的同素异形体：碳元素能形成多种单质。碳元素形成的单质有金刚石、石墨、富勒烯等。金刚石和石墨晶体中碳原子的成键方式和排列方式不同。 单质 结构特征 结构模型 物理性质 主要用途 金刚石 晶体中每个碳原子与相邻的4个碳原子以共价键结合，形成空间网状结构 无色透明、硬度大、熔点高、不溶于任何溶剂 做装饰品、切割玻璃、做钻头等 石墨 晶体为层状结构，每一层内碳原子以共价键结合，排列成平面六边形，形成平面网状结构；层间存在分子间作用力 呈灰黑色，导电、质软、熔点高、不溶于任何溶剂 做润滑剂、电极、铅笔芯等 C60 由60个碳原子形成的封闭笼状分子，形似足球，人们又称它为“足球烯” C60为棕黑色固体，为半导体，较易溶于有机溶剂，熔点较低 应用于超导体、材料科学领域 石墨烯 由碳原子构成的二维层状结构 有优异的光学、电学、力学特性，在材料学、能源、生物医学等方面具有广泛的应用前景。是目前最理想的纳米材料之一 ②常见氧的同素异形体 物质 O2 O3 颜色 无色 淡蓝色 沸点 O2＜O3(填“>”“<”或“＝”) 气味 无味 鱼腥味 相互转化 3O22O3 差异分析 分子中氧原子个数和氧原子的成键方式不同 【温馨提示】①磷元素形成的同素异形体主要有白磷和红磷。 ②同素异形体是指单质，不是指同位素和核素，也不是指化合物。互为同素异形体的不同单质是由同一种元素形成的，构成它们的原子的核电荷数相同，中子数可以相同，也可以不相同。 ③产生同素异形现象的原因一是组成分子的原子个数和成键方式不同。如氧气(O2)和臭氧(O3)；二是晶体中原子的排列方式不同。如金刚石和石墨。 2．同分异构现象和同分异构体 （1）概念：化合物具有相同的分子式，但具有不同的结构式的现象，叫做同分异构现象。具有同分异构现象的化合物互称为同分异构体。如正丁烷和异丁烷，乙醇和二甲醚(C2H6O)等。 （2）同分异构体的特点：具有相同的分子式，如C4H10； 不同的结构式或结构简式； （3）同分异构体的性质：物理性质有差异，化学性质不同。如异丁烷的熔点、沸点均低于正丁烷。 （4）存在：在有机化合物中普遍存在，是有机化合物种类繁多的原因之一。 （5）几种常见同分异构体 ①正丁烷和异丁烷 名称 正丁烷 异丁烷 分子式 C4H10 分子 结构 结构式 结构简式 CH3CH2CH2CH3 球棍模型 结论 分子结构不同 沸点 －0.5 ℃ －11.7 ℃ 差异分析 原子的连接方法不同，化学键的类型相同，物质类别相同 ②乙醇和二甲醚 名称 乙醇 二甲醚 分子式 C2H6O 分子结构 结构式 结论 分子结构 性质 沸点 78 ℃ －23 ℃ 物理性质不同，化学性质不同 【温馨提示】①四角度认识同分异构体 i.从物质看：互为同分异构体的物质只能是化合物。它们之间的转化属于化学变化，若共存则为混合物。 ⅱ.从分子式看：互为同分异构体的化合物，其分子式相同，相对分子质量也相同，但相对分子质量相同的化合物分子式不一定相同，所以不一定是同分异构体。如相对分子质量均为28的分子CO、N2、C2H4，相对分子质量均为46的甲酸(HCOOH)和乙醇(CH3CH2OH)。 ⅲ.从结构看：互为同分异构体的化合物，空间结构不同。如CH3—CH===CH2与二者分子式相同，碳原子与碳原子间的连接方式不同，结构不同，互为同分异构体 ⅳ.从性质看：互为同分异构体的化合物，物理性质不同，化学性质可能相似。 ②“三同”比较 定义 化学符号 结构 性质 同位素 质子数相同，中子数不同的原子 H、H、H 电子层结构相同，原子结构不同 物理性质不同，化学性质相同 同素异形体 同一种元素组成的不同单质 O2、O3 单质的组成或结构不同 物理性质不同，化学性质不一定相同 同分异构体 分子式相同，结构不同的化合物 一般用结构式或结构简式表示 碳链异构、位置异构、官能团异构 物理性质不同，化学性质不一定相同 3．晶体和非晶体 （1）概念 ①晶体：内部粒子(原子、离子或分子)在空间按一定规律做周期性重复排列的固体称为晶体。如：高锰酸钾、金刚石、干冰、金属铜、石墨等。绝大多数常见的固体都是晶体。排列的周期性是指在一定方向上每隔一定距离 就重复出现相同的排列 ②非晶体：内部原子或分子的排列呈现杂乱无章的分布状态的固体称为非晶体。如：玻璃、松香、硅藻土、橡胶、沥青等。非晶体又称为无定形体 （2）几种常见晶体比较 晶体类型 离子晶体 分子晶体 共价晶体 金属晶体 结 构 构成晶体的粒子 阴、阳离子 分子 原子 …… 微粒间的相互作用 离子键 分子间作用力 共价键 …… 性 质 硬度 较大 小 大 差距大 熔点 较高 低 高 差距大 导电性 熔融或在水溶液中导电 本身不导电，溶于水时发生电离后可导电 不导电(或半导体) 导电 物质类别 强碱，部分金属氧化物，大部分盐类，如NaCl Cl2、O2等多数非金属单质，稀有气体，多数非金属氧化物等共价分子，如：干冰 SO2、SiC、金刚石、晶体硅等 钠、钾、铜等 （3）晶体类型判断方法 ①根据构成微粒和微粒间相互作用力判断：阴、阳离子―→离子键―→离子晶体；原子―→共价键―→共价晶体；分子―→分子间作用力―→分子晶体；金属阳离子、自由电子―→金属键―→金属晶体。 ②根据物质类别判断： 离子晶体——都是离子化合物，包括强碱、大多数盐、活泼金属氧化物； 共价晶体——少数非金属单质，如金刚石、晶体硅、晶体硼、少数非金属化合物，如石英（SiO2）、金刚砂（SiC）等； 分子晶体——某些非金属单质；非金属氢化物；多数非金属氧化物；酸；极少数盐；多数有机物等；金属晶体——金属单质或合金。 ③根据导电性判断：金属晶体——固态能导电；离子晶体——固态不导电，水溶液和熔化态都能导电；分子晶体——液态不导电，水溶液有的能导电，有的不能导电；共价晶体一般不导电。 ④根据物质的熔点判断：离子晶体一般熔点较高，常在几百至1 000多度；原子晶体一般熔点高，常在1 000度至几千度；分子晶体一般熔点低，常在几百度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，部分较低，如汞常温下为液态。 规律：①一般说来，熔沸点：共价晶体>离子晶体>分子晶体。 ②共价晶体的熔沸点很高，但有的离子晶体（如MgO、Al2O3）和金属晶体（如W）的熔沸点也很高。 ③分子晶体熔沸点一般较低。常温下为气态或液态的物质，一般都是分子晶体。有的分子晶体常温下为固态（如磷、硫、碘、葡萄糖、蔗糖等）。 ④金属晶体的熔沸点有的很高，有的很低（如汞、Cs、K、Na等）。 ⑤记住常见的共价晶体。 【温馨提示】判断晶体与非晶体的方法 ①依据是否具有自范性：晶体具有自范性，能自发地呈现多面体的外形，而非晶体不具有自范性。 ②依据是否具有各向异性：晶体具有各向异性，在不同方向上质点排列一般是不一样的，而非晶体不具有各向异性。 ③依据是否具有固定的熔、沸点：晶体具有固定的熔、沸点，给晶体加热时，当温度升高到某温度时便立即熔化或汽化，在熔化过程中，温度始终保持不变，而非晶体没有固定的熔、沸点。 ④依据能否发生 X­射线衍射(最科学的区分方法)：当入射光的波长与光栅隙缝大小相当时，能产生光的衍射现象。X­射线的波长与晶体结构的周期大小相近，所以晶体是个理想的光栅，它能使X­射线产生衍射。利用这种性质人们建立了测定晶体结构的重要实验方法。非晶体物质没有周期性结构，不能使X­射线产生衍射，只有散射效应。 强化点一 寻找“10电子”微粒和“18电子”微粒的方法 1．“10电子”微粒 2．“18电子”微粒 强化点二 元素金属性和非金属性强弱的判断 1．根据电子得失难易判断 金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。且难失电子的原子，得电子不一定容易，如稀有气体元素原子难失电子，也难得电子。 2．根据价态高低判断 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，对应中心元素非金属性越强。非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性HClO<H2CO3说明非金属性Cl<C。原子的最外层电子数或元素的最高正价数与元素的非金属性没有必然关系。如不能用氯的最高价为＋7价而硫的最高价为＋<6价，说明非金属性Cl>S或Cl>S。 3．根据酸性强弱判断 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，对应中心元素非金属性越强。但无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性HCl>H2S，说明非金属性Cl>S。 注意：单质或化合物物理性质方面的规律与元素的金属性或非金属性强弱无关。如不能用HCl的沸点比H2S高说明非金属性Cl>S。 强化点三 化学键类型的判断方法 1．根据形成元素在周期表中的位置判断 易失去电子的活泼金属元素(如ⅠA族、ⅡA族元素)原子与易得电子的活泼非金属元素(如ⅥA族、ⅦA族元素)原子之间容易形成离子键，如NaCl、K2O、MgCl2、CaS等都是靠离子键结合的。 2．根据元素金属性和非金属性判断 一般是非金属元素原子间形成共价键，但某些不活泼金属与非金属原子之间也能形成共价键，如AlCl3。只有非金属元素即可以形成共价键，也可以形成离子键。如铵盐NH4Cl等。 强化点四 离子化合物和共价化合物的判断方法 1．离子键与离子化合物 含有离子键的化合物一定是离子化合物，而离子化合物中不一定只含有离子键。如NH4NO3、Na2O2是离子化合物，但在NH4NO3、Na2O2中除含有离子键外，还含有共价键。 2．共价键与共价化合物 只含有共价键的化合物才是共价化合物。如非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、多数有机物、少数盐(如AlCl3、BeCl2)属于共价化合物。 强化点五 化合物的溶解和熔化过程中微粒间作用力变化 1．化学反应过程 化学反应过程既有旧化学键被破坏（反应物），又有新化学键的形成（产物），如H2与Cl2反应生成HCl，H2、Cl2中的化学键被破坏，形成HCl中的化学键。但不一定所有旧化学键都被破坏。如原子团中的化学键。 2．离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物电离阴、阳离子。 3．共价化合物的溶解或熔化过程 ①溶解过程：与水反应的共价化合物，共价键被破坏，如CO2、SO3等；共价化合物的电解质，共价键被破坏，如H2SO4、CH3COOH等；部分共价化合物的非电解质，共价键不被破坏，如蔗糖、乙醇等。 ②熔化过程：由分子构成的共价化合物，只破坏分子间作用力；由原子构成的共价化合物，破坏共价键，如SiO2等。 真题感知 1．（2023高一上·江苏盐城·期末）下列有关Mg和Mg的说法正确的是（ ） A．它们原子中均含有22个中子 B．它们在周期表中位置相同，都在第2纵行 C．它们的物理性质相同 D．它们为同一核素 【答案】B 【解析】中的中子数为24-12=12，中的中子数为23-12=11，A项错误；和原子的核外电子数都为12，核外电子排布相同，都位于元素周期表中第三周期第IIA族，都在第2纵行，B项正确；和互为同位素，物理性质不同、化学性质相似，C项错误；和是Mg元素的两种不同核素，D项错误。 2．（2023高一上·江苏南通海安·期末）LiAlH4是重要的还原剂，遇水立即发生爆炸性的猛烈反应并放出氢气，同时生成两种碱：LiAlH4+4H2O==LiOH+Al(OH)3+4H2↑，合成方法：NaAlH4+LiCl==LiAlH4+NaCl。下列说法正确的是（ ） A．金属性大小：Li>Na B．半径大小：r(Al3+)>r(Na+) C．还原性大小：LiAlH4>H2 D．碱性强弱：Al(OH)3>NaOH 【答案】C 【解析】同主族从上到下金属性逐渐增强，因此金属性大小：Li<Na，A错误；根据同电子层结构核多径小，则半径大小：r(Al3+)<r(Na+)，B错误；LiAlH4是还原剂，氢气是还原产物，因此还原性大小：LiAlH4>H2，C正确；根据同周期从左到右金属性逐渐减弱，则最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，则碱性强弱：Al(OH)3<NaOH，D错误。 3．（2023高一上·江苏南京·期末）下列物质中，既含离子键又含共价键的是（ ） A．CH4 B．Na2O C．CaCl2 D．NaClO 【答案】D 【解析】CH4中仅含C-H之间的共价键，A不合题意；Na2O中仅含Na+和O2-之间的离子键，B不合题意；CaCl2中仅含Ca2+和Cl-之间的离子键，C不合题意；NaClO中含有Na+和ClO-之间的离子键和ClO-中Cl-O之间的共价键，D符合题意。 4．（2023高一上·江苏盐城阜宁·期末）短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次增大，A、C的原子序数相差8，A原子的最外层电子数是其次外层电子数的3倍，单质的焰色试验结果为黄色。下列说法不正确的是（ ） A．阴离子的还原性： B．元素A与B可形成两种化合物 C．最高价氧化物对应的水化物的酸性： D．原子半径的大小顺序： 【答案】A 【解析】短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次增大，A原子的最外层电子数是其次外层电子数的3倍，其原子核外只能有2个电子层，最外层电子数为6，则A为O元素；A、C的原子序数相差8，则C为S元素；B单质的焰色反应为黄色，则B为Na元素；D的原子序数大于S，且短周期为主族元素，则D为Cl元素，根据分析可知，A为O，B为Na，C为S， D为Cl元素。非金属性越强，阴离子的还原性越弱，非金属性O>S，则阴离子的还原性为A<C，A错误；O与Na形成的两种化合物为Na2O和Na2O2，B正确；非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性Cl>S，则最高价氧化物的水化物的酸性D>C，C正确；主族元素同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，则原子半径的大小顺序为r(B)>r(C)>r(A)，D正确。 5．（2023高一上·江苏连云港·期末）现代元素周期表是1869年俄国科学家门捷列夫首创。下图是扇形元素周期表，表中的“1、2、3、4”表示原子的核外电子层数，与现代元素周期表中的周期对应：“一、二、三……”与现代元素周期表中的族对应，共18列；“①、②、③、④……”表示周期表中1~18号元素。下列说法正确的是 A．原子半径：②<⑤ B．简单气态氢化物的热稳定性：⑤<⑧ C．⑥⑨形成的化合物为离子化合物 D．⑦⑧的最高价氧化物的水化物均为强酸 【答案】C 【解析】电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；②⑤分别为钠、氧，则原子半径：②>⑤，A错误；非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，⑤⑧分别为氧、硫，简单气态氢化物的热稳定性：⑤>⑧，B错误；⑥⑨分别为镁、氯，氯化镁为离子化合物，C正确；⑦⑧分别为铝、硫，铝最高价氧化物的水化物为氢氧化铝，属于两性氢氧化物，具有弱酸性和弱碱性，D错误。 6．（2023高一上·江苏无锡·锡山高级中学期末）如图是部分短周期元素主要化合价与原子序数的关系图，X、Y、Z、W、R是其中的五种元素。下列说法正确的是（ ） A．离子半径：X2->Y+ B．气态氢化物的热稳定性：H2W>H2X C．R氧化物对应水化物的酸性强于W氧化物对应水化物的酸性 D．工业上用电解熔融态ZR3的方法制备金属Z 【答案】A 【解析】X、Y、Z、W、R都是短周期元素，且原子序数依次增大，并结合图中各元素的主要化合价可知，X为O，Y为Na，Z为Al，W为S，R为Cl。由分析可知，X为O，Y为Na，Na+和O2-的核外电子排布相同，但Na的原子序数大于O，故离子半径：O2-＞Na+，A正确；由分析可知，X为O，W为S；同一主族，从上到下，元素的非金属性依次减弱；元素的非金属性越强，其气态氢化物的热稳定性越强；非金属性：O＞S，故热稳定性：H2O＞H2S，B错误；R的最高价氧化物对应水化物的酸性强于W的最高价氧化物对应水化物的酸性，即高氯酸的酸性大于硫酸的酸性，C错误；Z为Al，R为Cl，AlCl3是共价化合物，熔融的AlCl3不能电离出Al3+，Al2O3是离子化合物，熔融的Al2O3能电离出Al3+，故工业上制取Al电解的是熔融的Al2O3，而不是熔融的AlCl3，D错误。 7．（2023高一上·江苏南通海安·期末）前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X的一种单质是已知自然存在的硬度最大的物质，Y是金属元素，其原子最外层电子数与最内层电子数相同，Z是同周期主族元素中原子半径最小的元素，X、Y、W三种元素的原子最外层电子数之和等于10。下列说法正确的是（ ） A．原子半径：r(X)<r(Y)<r(Z)<r(W) B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强 C．X的简单气态氢化物的热稳定性比W的强 D．W在元素周期表中位于第4周期ⅥA族 【答案】C 【解析】X的一种单质是已知自然存在的硬度最大的物质，则X为C元素；Y的基态原子最外层电子数与最内层电子数相同，其原子序数大于C，而Y是金属元素，所以Y为Mg元素；X、Y、W三种元素的原子最外层电子数之和等于10，则W的最外层电子数为10-4-2=4，所以W为Si元素或Ge元素，若W为Si元素，则Z只能是Al元素，不符合“Z是同周期主族元素中原子半径最小的元素”，所以W为Ge元素，Z为第三周期元素Cl。电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小半径越大，所以原子半径C＜Cl＜Mg＜Ge，即r(X)<r(Z)<r(Y)<r(W)，A错误；非金属性C＜Cl，所以C的最高价氧化物对应水化物的酸性比Cl的弱，B错误；非金属性越强则简单氢化物越稳定，故X的简单气态氢化物的热稳定性比W的强，C正确； W为Ge元素，位于第4周期ⅣA族，D错误。 8．（2023高一上·江苏无锡·锡山高级中学期末）利用固体表面催化工艺进行NO分解的过程如图所示。下列说法不正确的是（ ） A．N2含有非极性共价键 B．NO和O2均属于共价化合物 C．上述过程的总化学方程式为2NON2 + O2 D．标准状况下，NO分解生成11.2 L N2转移电子数为1.204×1024 【答案】B 【解析】N2含有非极性共价键，说法正确，A错误；O2是单质不属于化合物，B正确；从图示可知，化合物生成两种单质，所以上述过程的总化学方程式为2NON2 + O2，C错误；标准状况下，NO分解生成11.2 L N2即0.5摩尔，所以有1摩尔+2价的氮降低到0价，转移电子数为1.204×1024，D错误。 9．（2023高一上·江苏无锡·锡山高级中学期末）2021年，“中国天眼”正式对全球开放，其“眼镜片”主要成分是高性能碳化硅新型材料，它能探测到宇宙边缘的中性氢，重现宇宙早期图像。下列有关说法正确的是（ ） A．其塔架所用钢材的组成元素都是金属元素 B．其射电板所用铝合金具有较强的抗腐蚀性 C．中性氢原子构成的氢气有三种同素异形体 D．硅位于元素周期表第三周期ⅥA族 【答案】B 【解析】钢材的组成元素除了铁元素外，还有碳元素，A错误；铝合金表面有一层致密的氧化膜，具有较强的抗腐蚀性，B正确；同种元素组成的不同单质为同素异形体，中性氢原子构成的氢气只有一种单质，C错误；硅元素位于元素周期表第三周期ⅣA族，D错误。 10．（2023高一上·江苏徐州·期末）下列说法正确的是（ ） A．H2与D2互为同位素 B．水在1000℃以上分解生成氢气和氧气，既克服了分子间作用力又断开了共价键 C．34gH2O2晶体中阴、阳离子个数均为2×6.02×1023 D．1molNa2O2与水充分反应，转移电子数目约为2×6.02×1023 【答案】B 【解析】H2和D2是由同位素构成的同种单质，不是同素异形体，A错误；水在1000℃以上分解生成氢气和氧气，是化学变化，需要断开旧的化学键后形成新的化学键，既克服了分子间作用力又断开了共价键，B正确；H2O2为共价化合物，晶体中不存在阴离子和阳离子，C错误；Na2O2与水反应化合价由-1价降为-2价和升高为0价，故1molNa2O2与水充分反应，转移电子数目约为6.02×1023，D错误。 11．（2023高一上·江苏南京·南京第五高级中学期末）可控核聚变的原料3He是一种安全高效而又清洁无污染的物质，据统计，月球土壤的3He含量可达500万吨。关于3He的叙述正确的是（ ） A．3He和4He两种核素互为同素异形体 B．3He和4He两种核素互为同位素 C．核聚变时，原子核发生了变化，发生了化学反应 D．在3He中存在：质子数=中子数=核外电子数 【答案】B 【解析】3He和4He质子数相同，中子数不同，属于同位素，A错误；3He和4He质子数相同，中子数不同，属于同位素，B正确；发生化学反应时原子的种类并没有发生改变，核聚变不属于化学反应，C错误；因在原子中：质子数=原子序数=核电荷数=核外电子数，3He质子数为2，中子数为1，两者不等，D错误。 12．（2023高一上·江苏南京·南京第五高级中学期末）短周期元素W、X、Y、Z、Q，原子序数依次增大，W原子没有中子，X元素为地壳中含量最多的元素，Y、Z、Q同周期，且Y、Z、Q最外层电子数之和为14，Y与W同主族，下列结论不正确的是（ ） A．原子半径大小顺序为Y>Z>Q>X>W B．W、X、Y形成的化合物中只有共价键 C．X、Y可以形成的原子个数比1：1或1：2的化合物 D．最高价氧化物对应的水化物酸性Z﹤Q 【答案】B 【解析】W、X、Y、Z、Q，W原子没有中子，所以W时H元素，X元素为地壳中含量最多的元素，所以X为O元素，Y、Z、Q同周期，且Y、Z、Q最外层电子数之和为14，Y与W同主族，所以Y为钠，Z为S元素，Q为Cl元素。Y、Z、Q同周期，则原子半径Y>Z>Q，再根据第三周期>第二周期>第一周期，原子半径大小顺序为Y>Z>Q>X>W，A正确；H、O、Na形成的化合物为NaOH，既有离子键也有共价键，B错误；O、Na可以化合物Na2O，Na2O2，C正确；最高价氧化物对应的水化物酸性HClO4>H2SO4，Z﹤Q，D正确。 13．（2023高一上·江苏无锡·锡山高级中学期末）如图是元素周期表的一部分，表中所列字母分别代表一种元素。根据表中所列元素回答下列问题： a b c d e f g h （1）c的离子结构示意图是 ，h在元素周期表中的位置为 。 （2）a、e、f最高价氧化物对应水化物的酸性强弱由大到小的顺序为 (用化学式表示)。 （3）b的一种氧化物可以消毒杀菌，其电子式为 。 （4）镓(Ga)与铝同主族，曾被称为“类铝”，其氧化物和氢氧化物均为两性化合物。碱性： (填“>”或“<”)，氧化镓与反应的化学方程式为 。 【答案】（1）   （1分） 第四周期ⅥA族（2分） （2）HNO3>H3PO4>H2SiO3（2分） （3） （2分）  （4） ＜（2分） Ga2O3+2NaOH=2NaGaO2+H2O（2分） 【解析】由元素在周期表的位置可知，a是N元素，b为Na元素，c为Mg元素，d为Al元素，e为Si元素，f为P元素，g为Cl元素，h为Se元素。（1）元素c为Mg，Mg2+结构示意图是  ，Se元素在元素周期表中的位置为第四周期ⅥA族。（2）同一周期的元素，原子序数越大，元素的非金属性越强，同一主族元素，原子序数越大，元素的非金属性越弱，N、Si、P非金属大小关系为：N>P>Si，最高价氧化物对应水化物的酸性强弱由大到小的顺序为HNO3>H3PO4>H2SiO3。（3）Na的一种氧化物可以消毒杀菌，该氧化物为Na2O2，其电子式为  。（4）镓(Ga)与铝同主族，同一主族元素，原子序数越大，元素的金属性越强，金属性：Ga>Al，碱性：Al(OH)3<Ga(OH)3。Ga2O3为两性化合物，氧化镓与NaOH反应的化学方程式为：Ga2O3+2NaOH=2NaGaO2+H2O。 14．（2023高一上·江苏徐州·期末）2022年1月，南太平洋岛国汤加境内发生了“21世纪至今最剧烈的火山喷发”，科学家对喷发出的火山灰及气体进行分析测定，发现含有下列物质： ①S ②SO2 ③CH4 ④SiO2 ⑤Fe3O4 ⑥MgCl2 ⑦CO ⑧Al2O3 ⑨CO2 ⑩H2SO4。 （1）上述物质中属于主族元素形成的金属氧化物是 (填序号)：属于氢化物的电子式是 。 （2）组成①的元素在元素周期表中的位置是第 周期 族。 （3）⑩的浓溶液可以干燥⑦是利用其 性。 （4）⑨在固态时称为干冰，干冰的晶体类型是 ，其晶体内存在的微粒间相互作用有 。 （5）16 g S先转变成，再转变成，转移的电子的总物质的量是 mol。 （6）⑥在熔融状态下的电离方程式是 。 （7）高温下⑤与⑦反应用于工业炼铁，写出反应的化学方程式 。 【答案】（1）⑧ （2）三(或3) VIA （3）吸水 （4）分子晶体 共价键和分子间作用力(或范德华力) （5）3 （6）MgCl2=Mg2++2Cl- （7）Fe3O4+4CO3Fe+4CO2 【解析】（1）上述物质中属于主族元素的是H、C、O、Mg、Si、S、Cl，所以形成的金属氧化物是Al2O3，答案选⑧：属于氢化物的是甲烷，其电子式是。（2）组成①的元素是硫，在元素周期表中的位置是第三周期ⅥA族。（3）浓硫酸具有吸水性，因此可以用浓硫酸干燥CO。（4）二氧化碳在固态时称为干冰，干冰的晶体类型是分子晶体，碳氧之间形成的共价键，因此其晶体内存在的微粒间相互作用有共价键和分子间作用力。（5）16 g S先转变成SO2，再转变成H2SO4，硫元素化合价从0价最终升高到+6价，则转移的电子的总物质的量是(16g/32g/mol)×6==3mol。（6）氯化镁是离子化合物，在熔融状态下的电离方程式为MgCl2=Mg2++2Cl-。（7）一氧化碳具有还原性，可以还原四氧化三铁生成铁和二氧化碳，反应的方程式为Fe3O4+4CO3Fe+4CO2。 提升专练 1．下列说法正确的是（ ） A．第二周期非金属元素的最高价氧化物对应的水化物都不能与其最简单氢化物反应 B．元素周期表中第VIIA族元素的最高正价都是+7价 C．碱性：NaOH>KOH D．冰中存在氢键 【答案】D 【解析】硝酸和氨气反应生成硝酸铵，A错误；元素周期表中第VIIA族元素的最高正价都是+7价，但F没有正价，B错误；金属性Na＜K，金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则碱性：NaOH＜KOH，C错误；氧元素的非金属性强，能与氢元素形成氢键，因此冰中存在氢键，D正确。 2．铁原子结构示意图及元素周期表中铁元素的部分信息如下图，下列有关说法正确的是（ ） A．铁元素位于元素周期表的第六周期 B．的电子数为24 C．1mol铁的质量为55.85g D．加热下，铁与硫反应生成 【答案】C 【解析】根据铁原子结构示意图可知，Fe有4个电子层，故位于周期标的第四周期，A错误；Fe的电子数为26，故Fe3+的电子数为23，B错误；1mol铁的质量为1mol×55.85g/mol=55.85g，C正确；加热下，铁与硫反应生成FeS，D错误。 3．下列有关电子式的叙述正确的是（ ） A．H、He、Li的电子式分别为H·、·He·、·Li B．Na2O的电子式为Na＋[]2－Na＋，H2O的电子式为H＋[]2－H＋ C．氟化钙的形成过程： D．NaH的电子式为Na＋[H]－ 【答案】D 【解析】A中锂原子的电子式为Li·，A错误；H2O的电子式应为HH，B错误；用电子式表示CaF2的形成过程应写成，C错误；氢化钠(NaH)是离子化合物，NaH的电子式为Na＋[H]－，D正确。 4．下列关于同分异构体的说法错误的是（ ） A．具有相同相对分子质量和不同结构的化合物互称为同分异构体 B．互称为同分异构体的物质一定不是同种物质 C．同分异构体之间物理性质一定不同，化学性质可能相同 D．同分异构体一定具有相同的相对分子质量 【答案】A 【解析】N2与CO具有相同的相对分子质量和不同的结构，但二者不互为同分异构体，A错误；结构不同，物质也不同，B正确；同分异构体由于具有相同的分子式，所以其相对分子质量一定相同，D正确。 5．下列说法不正确的是（ ） A．CO2是酸性氧化物，能与碱反应生成盐和水 B．熔融的MgCl2能导电，MgCl2是电解质 C．金刚石、石墨和C60互为同位素 D．Ca(OH)2的电离方程式为Ca(OH)2=Ca2++2OH- 【答案】C 【解析】CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O即能与碱反应生成盐和水，故CO2是酸性氧化物，A不合题意；电解质是指在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物，故熔融的MgCl2能导电，MgCl2是电解质，B不合题意；同位素是指质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子之间，而金刚石、石墨和C60是碳元素形成几种单质，故不互为同位素，而是同素异形体，C符合题意；Ca(OH)2是强碱，故Ca(OH)2的电离方程式为Ca(OH)2=Ca2++2OH-，D不合题意。 6．短周期主族元素 X、Y、Z、W 的原子序数依次增大。X原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，Y原子半径是短周期元素中最大的，Z与X属于同一主族。下列说法正确的是（ ） A．W元素的氧化物对应水化物为强酸 B．Y的单质和X、Z、W的单质在一定条件下都可以反应 C．离子半径：r(W) > r(Z) > r(Y) > r(X) D．Z 的简单气态氢化物的热稳定性比X的强 【答案】B 【解析】X原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，X为O元素，Y原子半径是短周期元素中最大的，Y是Na元素，Z与X属于同一主族，Z为S元素，所以W为Cl元素。W为Cl元素，氧化物对应水化物中，HClO4为强酸，HClO是弱酸,A错误；Y是Na元素，X为O元素，Z为S元素，W为Cl元素，Na单质能与O2、S、Cl2都能反应，B正确；Y是Na元素，X为O元素，Z为S元素，W为Cl元素，离子半径：r(S2-)>r(Cl-)>r(O2-)>r(Na+)，C错误；非金属性：O>S，所以氢化物的稳定性：H2O>H2S，D错误。 7．下列事实能作为判断依据的是(　　) A．根据N2在空气能稳定存在，而P4在温度特别高的夏天容易自燃，判断非金属性：N>P B．根据盐酸除去水垢时发生CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O，判断碳与氯的非金属性强弱 C．向硅酸钠溶液中通入CO2，有硅酸胶体生成，判断碳与硅的非金属性强弱 D．根据元素原子最外层电子数越多，该元素金属性越强 【答案】 C 【解析】N2在空气能稳定存在，是因为N≡N的存在，而P4在温度特别高的夏天容易自燃，是因为白磷的着火点非常低，不能作为判断非金属性强弱的依据，A错误；根据反应CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O，不能判断碳与氯的非金属性强弱，而是根据酸性HClO4>H2CO3，判断氯的非金属性大于碳的非金属性，B错误；向硅酸钠溶液中通入CO2，有硅酸胶体生成，说明碳酸的酸性大于硅酸，能判断碳与硅的非金属性强弱，C正确；元素原子最外层电子数越多，失去电子能力越弱，金属性越弱，D错误。 8．如表为元素周期表的一部分，四种元素均为短周期元素，若X原子核外的最外层上有5个电子，则下列叙述中合理的是（ ） X Y Z W A．Y的氢化物的化学式一定是H2Y B．W的氧化物对应的水化物一定为强酸 C．四种元素的原子半径由小到大的顺序为X<Y<Z<W D．W的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强 【答案】D 【解析】根据各元素在元素周期表中的位置知，X、Y位于第二周期，Z、W位于第三周期，若X原子核外的最外层上有5个电子，则X为N、Y为O、Z为S、W为Cl元素。Y为O元素，Y的氢化物的化学式为H2O、H2O2，A项错误；W为Cl元素，Cl的氧化物对应的水化物不一定是强酸，如HClO为弱酸，B项错误；同周期从左到右主族元素的原子半径逐渐减小，同主族从上到下元素的原子半径逐渐增大，一般电子层数越多、半径越大，原子半径由小到大的顺序为Y(O)＜X(N)＜W(Cl)＜Z(S)，C项错误；同周期从左到右主族元素的非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，W的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强，D项正确。 9．下列叙述正确的是（ ） A．任何离子键在形成过程中必定有电子的得与失 B．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强 C．某元素的原子最外层只有一个电子，它跟卤素结合时所成的化学键一定是离子键 D．非金属原子间不可能形成离子键 【答案】B 【解析】通过离子间的反应直接形成的离子键没有电子的得失(如Ba2＋与SO结合形成离子键)，A错误；Na和Cs属于第ⅠA族元素，同主族从上到下金属性增强，则Cs失电子能力比Na的强，B正确；某元素的原子最外层只有一个电子，它跟卤素结合时所形成的化学键不一定是离子键，如HCl，C错误；非金属原子间可能形成离子键，如NH4Cl中存在离子键，D错误。 10．M、R均为主族元素，已知M的一个原子失去2个电子、R的一个原子得到1个电子后分别形成稀有气体元素原子的电子层结构。下列关于M与R形成的化合物的叙述正确的是（ ） A．M与R可形成 MR2型离子化合物 B．在MR2中，M的离子半径比R的离子半径大 C．形成的两种离子分别是M＋和R2－ D．MR2的电子式为 【答案】A 【解析】M的一个原子失去2个电子形成M2＋，R的一个原子得到1个电子形成R－，两者相互作用可形成MR2型离子化合物，电子式为，A正确，C、D错误；在化合物MR2中，M2＋与R－的电子层数不确定，所以离子半径大小也不能确定，B错误。 11．下列说法正确的是（ ） A．氯化铵受热固体消失和干冰升华只需克服分子间作用力 B．NaF、H2SO4中所含化学键类型相同 C．I2、Br2、Cl2、F2熔沸点逐渐升高 D．HCl气体溶于水和NaOH熔化破坏的化学键类型不同 【答案】D 【解析】NH4Cl受热易分解，NH4ClNH3↑＋HCl↑，破坏了化学键，干冰升华是物理变化，只破坏分子间作用力，A项错误；NaF是离子化合物，含有离子键，H2SO4是共价化合物，只含共价键，B项错误；I2常温下为固体，Br2常温下为液体，Cl2和F2常温下为气体，则F2、Cl2、Br2、I2熔沸点逐渐升高，C项错误；HCl溶于水破坏的是共价键，NaOH熔化破坏的是离子键，D项正确。 12．下表给出几种物质的熔、沸点： NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 单质B 熔点/℃ 801 710 180 68 2 300 沸点/℃ 1 465 1 418 160 57 2 500 判断下列有关说法中错误的是（ ） A．SiCl4是分子晶体 B．单质B可能是共价晶体 C．AlCl3加热能升华 D．NaCl中离子键的强度比MgCl2中的小 【答案】D 【解析】由表中所给熔、沸点数据，可知SiCl4的熔、沸点最低，应为分子晶体；单质B的熔、沸点最高，因此为原子晶体；AlCl3的沸点低于熔点，故可升华；NaCl的熔点高于MgCl2的熔点，表明NaCl中离子键的强度比MgCl2中的大。 13．I.元素周期律是研究物质的重要规律，下表所列是8种短周期元素的原子半径及主要化合价(已知硅的原子半径为0.111nm)。 a b c d e f g h 原子半径/nm 0.066 0.160 0.152 0.110 0.099 0.186 0.070 0.088 最高正化合价 最低负化合价 （1）b元素在元素周期表中的位置： 。 （2）上述元素的最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是 (填化学式)。 （3）a、f能形成两种化合物，其中既含离子键又含共价键的化合物与水反应的离子方程式为 。 （4）g的非金属性强于d，从原子结构的角度解释其原因： 。 （5）试推测碳元素的原子半径的范围 。 II.为验证碳和硅两种元素非金属性的相对强弱，某同学用如图所示装置进行实验(夹持仪器略，已知为不溶于水的沉淀)。 （6）X是 (填化学式)，B装置的作用是 。 （7）C中现象是 可验证碳的非金属性强于硅。 【答案】（1）第3周期IIA族 （2）HClO4 （3）2Na2O2+2H2O==4Na++4OH-+O2↑ （4）g(N元素)的原子半径比f(P元素)的原子半径小，原子核对最外层电子的吸引能力强，g(N元素)比f(P元素)得电子能力强，非金属性强 （5）0.070nm~0.088nm之间 （6）NaHCO3 除去CO2中混有的HCl(或盐酸) （7）有沉淀生成 【解析】a的化合价为-2，a为O元素；e的最低价为-1、最高价为+7，e为Cl元素；d、g的最低价都是-3、最高价都是+5，d的半径大于g，d是P元素、g是N元素；c、f最高价都是+1，c的半径小于f，c的半径大于O原子的半径，所以c是Li元素、f是Na元素；b的最高价为+2，b的半径大于Li的半径，b是Mg元素；h的最高价为+3，h的半径小于P的半径，h是B元素。 （1）b是Mg元素，在元素周期表中的位置为第3周期IIA族。 （2）元素非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强，上述元素的最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是HClO4。 （3）O、Na能形成Na2O、Na2O2两种化合物，其中既含离子键又含共价键的化合物是Na2O2，Na2O2与水反应生成氢氧化钠和氧气，反应的离子方程式为2Na2O2+2H2O==4Na++4OH-+O2↑。 （4）g(N元素)、f(P元素)最外层电子数相等，g(N元素)的原子半径比f(P元素)的原子半径小，原子核对最外层电子的吸引能力强，g(N元素)比f(P元素)得电子能力强，非金属性强。 （5）同周期元素从左到右半径减小，同主族元素从上到下半径依次增大，B的半径为0.088nm、N的半径为0.07nm、Si的半径为0.111nm，所以可知C原子的半径在0.070nm~0.088nm之间。 （6）二氧化碳和硅酸钠反应生成硅酸沉淀可证明碳的非金属性大于硅，二氧化碳、氯化氢都能与硅酸钠反应生成沉淀，碳酸钙和盐酸反应生成的气体中含有二氧化碳、氯化氢，需用碳酸氢钠溶液除去二氧化碳中的氯化氢，所以X是NaHCO3，B装置的作用是除去CO2中混有的HCl。 （7）二氧化碳和硅酸钠反应生成硅酸沉淀可证明碳的非金属性大于硅，C中有沉淀生成，可验证碳的非金属性强于硅。 14．现有部分短周期元素的性质或原子结构如表所示： 元素编号 元素性质或原子结构 T M层上电子数是K层上电子数的3倍 X 最外层电子数是次外层电子数的2倍 Y 常温下单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性 Z 元素最高正价是＋7价 （1）元素X位于元素周期表的第　　 　　周期　　 　　族，它的一种核素可测定文物年代，这种核素的符号是　　 　　。 （2）元素Y的原子结构示意图为　　 　　，与氢元素形成一种离子YH，写出某溶液中含有该微粒的检验方法________________________________________。 （3）元素Z与元素T相比，非金属性较强的是　　　 　(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是　　　 　(填序号)。 a．常温下Z的单质和T的单质状态不同 b．Z的氢化物比T的氢化物稳定 c．一定条件下Z和T的单质都能与氢氧化钠溶液反应 （4）探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。T、X、Y、Z四种元素的最高价氧化物对应的水化物中化学性质明显不同于其他三种的是　　　 　，理由__________________________________。 【答案】（1）2　ⅣA　C （2）　取适量溶液放入试管中，然后加入浓NaOH溶液，加热，若产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，可以证明该溶液中含有NH(答案合理即可) （3）Cl　b　 （4）H2CO3　H2CO3是弱酸且是非氧化性酸 【解析】根据题目中T、X的电子层上的电子数的关系可确定T为S，X为C；常温下Y的氢化物水溶液呈碱性，则Y为N，Z元素最高正价为＋7价(短周期中)，故Z为Cl。(1)碳元素位于周期表中第2周期ⅣA族，它的一种核素可测定文物年代，为C。(2)Y是N，可以写出其原子结构示意图，YH为NH，可以用浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸检验。(3)常温下Cl2和S的单质状态不同，属于物理性质，不能用于比较其非金属性的强弱，HCl比H2S稳定，说明Cl的非金属性比S的强；Cl2和S都能与NaOH溶液反应，说明Cl2和S均既有氧化性又有还原性，不能说明Cl的非金属性比S强。(4)四种元素最高价氧化物对应的水化物分别是H2SO4、H2CO3、HNO3、HClO4，其中只有H2CO3是弱酸且是非氧化性酸。 15．随着原子序数的递增，8种短周期元素(用英文字母表示)原子半径的相对大小、最高正化合价或最低负化合价的变化如图所示。 （1）元素h位于元素周期表中第三周期 族。 （2）元素x、z可形成含10电子的分子，其结构式为 。元素d、e形成的简单离子，半径较大的离子是 (填离子符号)。 （3）元素x、y形成的化合物yx4属于 化合物(填“离子”或“共价”)。元素g、h的最高价氧化物的水化物的酸性较弱的是 (填化学式)。 （4）元素e、f的最高价氧化物的水化物之间发生反应的离子方程式为 。 【答案】（1）VIIA （2） O2- （3）共价 H2SO4 （4）Al(OH)3+OH-== AlO+2H2O 【解析】由图可知，x为H，y为C，z为N，d为O，e为Na，f为Al，g为S，h为Cl。（1）元素h为Cl，其位于元素周期表中第三周期第ⅦA族。（2）元素x为H，z为N，形成的10电子的分子为NH3，其结构式为；元素d为O，其简单离子为O2-，元素e为Na，其简单离子为Na+，电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，故O2-＞Na+。（3）元素x为H，元素y为C，形成的化合物为CH4，属于共价化合物；元素g为S，其最高价含氧酸为H2SO4，元素h为Cl，其最高价含氧酸为HClO4，由于Cl的非金属性强于S，故酸性较弱的是H2SO4。（4）元素e为Na，其最高价氧化物的水化物为NaOH，元素f为Al，其最高价氧化物的水化物为Al(OH)3，发生反应的离子方程式为Al(OH)3+OH-==AlO+2H2O。 16．下表为八种短周期主族元素的部分性质(已知铍的原子半径为0.89×10－10m)： 元素代号 X Y Z M R J Q T 原子半径 /10－10m 0.74 0.75 0.99 1.86 1.43 1.10 主要化合价 -2 +5、-3 +4、-4 +7、-1 +1 +3 +5、-3 其它 原子核内无中子 重要的半导体材料 有两种氧化物 （1）元素Z在元素周期表中的位置为 。 （2）写出 Q与J两种元素最高价氧化物对应的水化物之间反应的离子方程式 。 （3）R与T相比，非金属性较强的是 (用元素符号表示)，下列事实能证明这一结论的是 (填字母)。 a．常温下T的单质呈固态，R的单质呈气态 b．R的氢化物比T的氢化物稳定 c．R的氢化物水溶液酸性比T的氧化物对应水化物酸性强 （4）J与Q相比，金属性较强的是 (用元素符号表示)，能证明这一结论的依据是 。 （5）根据表中数据推测，M的原子半径的最小范围是 。 【答案】（1）第二周期第ⅤA族 （2）Al(OH)3+OH-== AlO+2H2O （3）Cl c （4）Na Na单质能与冷水剧烈反应置换氢气，而Al单质不能与水反应置换氢气，只能与酸反应（或者NaOH为强碱，而Al(OH)3显两性） （5）1.43>r>1.10 【解析】根据原子半径的大小和最高价、最低价，推出元素X为H元素，Y为O元素，Z为N元素，M为Si元素，R为Cl元素，J为Na元素，Q为Al元素，T为P元素。（1）根据Z的化合价为+5价和-3价，原子半径较小，所以Z为N元素，在周期表中的位置为：第二周期第ⅤA族。（2）J为Na元素，Q为Al元素，Q与J两种元素最高价氧化物对应的水化物之间反应的离子方程式：Al(OH)3+OH-== AlO+2H2O。（3）T为P元素，R为Cl元素，非金属性较强的为Cl元素；常温下P的单质呈固态，Cl2的单质呈气态，不能证明非金属性的强弱，a错误；稳定性HCl>PH3，可以证明Cl的非金属性强于P的非金属性，b正确；比较非金属性的强弱，用最高价氧化物对应水化物的酸性强弱比较，而不是氢化物的水溶液的酸性，c错误。（4）J为Na元素，Q为Al元素，金属性较强的为Na元素，因为Na单质能与冷水剧烈反应置换氢气，而Al单质不能与水反应置换氢气，只能与酸反应（或者NaOH为强碱，而Al(OH)3显两性）。（5）M为Si元素，原子半径大于P，小于Al，其最小范围是1.43>r>1.10：。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$