专题01 原子结构、元素周期律 -【期末复习·暑假提升】2024-2025学年高一化学下学期期末复习讲义（鲁科版2019必修第二册）

专题01 原子结构、元素周期律 讲义包含两部分：核心考点回顾►期末真题演练（15道选择题+5道综合题） 【知识点1】原子结构、核素、同位素 1．原子结构 （1）原子的构成 核素(原子)符号表示——：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。 【注意】①原子是化学变化中的最小微粒，化学反应过程原子核不改变，也就是原子不改变。 ②并不是所有的原子都由质子、电子和中子构成，如H中不含中子。 ③质子数相同的粒子不一定属于同种元素，如Ne和H2O。 ④核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－等，NH与OH－等。 （2）原子结构中微粒之间的关系 ①X中，质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数。 ②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 ③阳离子Xn＋的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数(Z－n)。 ④阴离子Xm－的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数(Z＋m)。 （3）元素符号周围数字的意义 2．元素、核素、同位素 （1）元素、核素、同位素的概念及相互关系 元素：具有相同核电荷数(即核内质子数)的同一类原子的总称。 核素：把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素，如：H、H、H就各为一种核素。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(即同一元素的不同核素互称为同位素)，如：H、H、H互为同位素。 【注意】 ①一种元素可有若干种不同的核素，也可只有一种核素，因此，核素的种类大于元素的种类。 ②2H2和3H2既不是同位素，也不是同素异形体，而是同种分子，同位素是原子的互称。 （2）同位素的特征 ①当某种元素具有多种天然、稳定的核素时，无论是游离态还是化合态，其各核素在自然界中所占的原子个数百分比(丰度)一般是不变的。 ②同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。 （3）氢元素的三种核素 H：名称为氕，不含中子； H：用字母D表示，名称为氘或重氢； H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。 （4）常见的重要核素及其应用 核素 U C H H O 用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子 （5）核反应方程示例：核聚变、核裂变属于核反应，不是化学变化。 碳­14的β衰变 C→N＋e 钋­209的α衰变 Po→Pb＋He 卢瑟福发现质子 N＋He→O＋H 查德威克发现中子 Be＋He→C＋n 铀核裂变反应 U＋n→Kr＋Ba＋3n 核反应遵循的两守恒：①反应前后质量数之和不变。 ②反应前后质子数之和不变。 3．抓住描述对象，突破“四同”判断 （1）同位素——原子，如 H、H。 （2）同素异形体——单质，如O2、O3。 （3）同系物——化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。 （4）同分异构体——化合物，如正戊烷、新戊烷。 【知识点2】10e－和18e－微粒的判断与应用 （1）寻找10电子微粒和18电子微粒的方法 ①10电子微粒：以Ne为核心，推断同周期的非金属元素的化合物和下一周期的金属元素的化合物。 ②18电子微粒：以Ar为核心，推断同周期的非金属元素的化合物和下一周期的金属元素的化合物。 CH3—CH3、H2N—NH2、HO—OH、F—F、F—CH3、CH3—OH…… （2）记忆其他等电子微粒 “2电子”的粒子：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。 “9电子”的粒子：—F、—OH、—NH2、—CH3(取代基)。 “14电子”的粒子：Si、N2、CO。 “16电子”粒子：S、O2、C2H4、HCHO。 （3）质子数和核外电子数两种微粒的关系 ①质子数和核外电子数分别相等的两种微粒： 可以是两种原子，如同位素原子； 可以是两种分子，如CH4、NH3等； 可以是两种带电荷数相同的阳离子，如NH、H3O＋； 可以是两种带电荷数相同的阴离子，如OH－、F－。 ②不同的核素可能具有相同的质子数，如H与H；也可能具有相同的中子数，如C与O；也可能具有相同的质量数，如C与N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如H与C。 【知识点3】原子核外电子排布 1．原子核外电子排布规律 电子层数(n) 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 电子离核远近 近→远 电子能量高低 低→高 核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的 顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里 数量规律 ①每层最多容纳的电子数为2n2个。 ②最外层电子数不超过8个(K层为最外层时电子数不超过2个)。 ③次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。 ④对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值。 2．核外电子排布的表示方法：原子或离子结构示意图 3．原子核外电子排布与元素性质的关系 (1)金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。 (2)非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子，在化合物中主要显负化合价。 (3)稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。 【知识点4】元素周期表 1．元素周期表的结构 元素周期表的列数与族序数的关系 原子序数： ①按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号； ②原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 元素周期表的编排原则： ①周期：把电子层数目相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排成一横行，共有7个横行。 ②族：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从上到下排成一纵列，共有18个纵列，但是只有16个族。 注意事项： ①ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。 ②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族。 ③含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 （1）周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118 （2）族(18个纵列，16个族) ①主族：由短周期元素和长周期元素共同组成的族：ⅠA～ⅦA族。 ②副族：仅由长周期元素组成的族：ⅠB～ⅦB族。 ③Ⅷ族：包括8、9、10三个纵列。 ④0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。 （3）元素周期表中元素的分布 ①分界线：沿着元素周期表中B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po的交界处画线，即为金属元素和非金属元素的分界线。 ②金属元素：位于分界线的左下区域，包括所有的过渡元素和部分主族元素。 ③非金属元素：位于分界线的右上区域，包括部分主族元素和0族元素及左上角的H元素。 ④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。 ⑤过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种金属元素。 2．元素周期表的应用 （1）科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 （2）寻找新材料 （3）用于工农业生产 地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系对探矿、研制新品种的农药等有指导意义。 3．元素周期表中元素位置的确定 （1）直接相邻的“┳”型、“┻”型、“＋”型原子序数关系 （2）由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中的位置 确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝x。 例如： ①35号元素(最邻近的是36Kr)，则35－36＝－1，故周期数为四，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA族，即溴元素； ②87号元素(最邻近的是86Rn)，则87－86＝1，故周期数为七，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，即钫元素。 【知识点5】元素周期律及应用 1．元素周期律 (1)元素周期律的定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 (2)元素周期律的实质：元素原子核外电子排布的周期性变化的结果。 2．主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 元素的性 质 　主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－1 非金属元素负化合价＝－(8－主族序数) 相同 最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 元素的非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 失电子能力 失电子逐渐减弱 失电子逐渐增强 得电子能力 得电子逐渐增强 得电子逐渐减弱 单质的还原性 还原性逐渐减弱 还原性逐渐增强 单质的氧化性 氧化性逐渐增强 氧化性逐渐减弱 阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱 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 （1）“三看”法快速判断简单微粒半径的大小 一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 二看核电荷数：当电子层结构相同时，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。 （2）对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素有些性质是相似的，如： （3）规避金属性和非金属性判断中的易错点 ①关注关键词“最高价”，根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物的水化物。 ②关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。 3．元素周期表、元素周期律的应用 (1)预测同主族元素的性质：如碱金属元素的一般性质。 原子结构与性质 相同点 最外层上都只有1个电子具有相似的化学性质 不同点 从Li→Cs电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大从Li到Cs金属性逐渐增强 物理性质 相同点 碱金属除Cs略带金色光泽外，其他都是银白色有金属光泽的固体，密度较小，硬度较小，熔、沸点较低，导电、导热性良好 递变性 从Li→Cs密度逐渐增大(K反常)，熔、沸点逐渐降低 化学性质 与O2等非金属的反应 碱金属都能与O2等非金属反应，锂、钠与O2反应的化学方程式为： 4Li＋O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K、Rb、Cs与O2反应生成比过氧化物结构更复杂的物质 与H2O的反应 碱金属单质与水均能发生反应，生成氢氧化物和氢气。反应的化学方程式可表示为(用M代表碱金属)2M＋2H2O===2MOH＋H2↑，但反应的剧烈程度不同：从Li→Cs反应越来越剧烈，证明它们的金属性逐渐增强 (2)比较不同周期、不同主族元素的性质：如金属性Mg>Al、Ca>Mg，则金属性Ca>Al，碱性Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Al(OH)3。 (3)推测未知元素的某些性质 ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。 ②已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为黑色固体，与氢很难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。 (4)启发人们在一定区域内寻找新物质 ①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。 【知识点6】元素金属性和非金属性强弱的判断方法 金属性比较 本质 金属性：指金属元素的原子失去电子能力。 规律：原子越易失电子，金属性越强。 结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。 位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，金属性减弱；同主族元素，从上到下，随原子序数增加，金属性增强。（金属性最强的元素为铯） 判断依据 ①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强。 如：Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 如：Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe ③单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱，金属性越强。 如：氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 如：碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，则金属性：Na＞Mg＞Al ⑤若Xn＋＋Y→X＋Ym＋，则Y的金属性比X强。 如：Cu2＋＋Zn===Cu＋Zn2＋，则金属性：Zn＞Cu 非金属性比较 本质 非金属性：元素的原子得到电子能力。 规律：原子越易得电子，非金属性越强。 结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。 位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，非金属性增强； 同主族元素，从上到下，随原子序数增加，非金属性减弱。（非金属性最强的元素为氟） 判断依据 ①与H2化合越容易或气态氢化物越稳定，非金属性越强。 如：F2与H2在黑暗中就可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br 如：稳定性：HF＞HCl，则非金属性：F＞Cl ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强。 如：还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。 如：酸性：HClO4(最强酸)＞H2SO4 (强酸)＞H3PO4 (中强酸)＞H2SiO3(弱酸)，则非金属性：Cl＞S＞P＞Si ④若An－＋B→Bm－＋A，则B的非金属性比A强。 如：2KI＋Cl2===2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I 1．（24-25高一下·浙江杭州·期末）下列说法不正确的是 A．和互为同素异形体 B．和是两种不同的核素 C．和互为同位素 D．和含有相同的电子数 2．（24-25高一上·甘肃·期末）下列关于元素周期表的叙述，正确的是 A．元素周期表共有7个横行，称为周期；共有16个纵行，称为族 B．前20号元素称为短周期元素 C．在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料 D．第IA族的元素都被称作碱金属元素 3．（24-25高一上·浙江杭州·期末）下列关于卤族元素性质的变化规律，描述不正确的是 A．颜色深浅：I2＞Br2＞Cl2＞F2 B．氧化性：I2＜Br2＜Cl2＜F2 C．稳定性：HI＜HBr＜HCl＜HF D．酸性：HI＜HBr＜HCl＜HF 4．（24-25高一上·广东·期末）X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Ⅹ元素的某种核素没有中子，Z原子最外层电子数比内层电子总数少4，Y与W同主族。下列说法正确的是 A．原子半径： B．最高价氧化物对应水化物的酸性： C．稳定性： D．单质沸点： 5．（23-24高一上·贵州黔东南·期末）、具有放射性，在医药上用于治疗肿瘤。下列关于、的说法正确的是 A．、互为同素异形体 B．的质量数是53 C．的中子数是82 D．的电子数是188 6．（24-25高一上·天津河西·期末）下列有关性质的比较不能用元素周期律解释的是 A．金属性： B．酸性： C．碱性： D．热稳定性： 7．（23-24高一下·四川凉山·期末）“空气吹出法”是工业上常用的一种海水提溴技术，其流程图如下。下列说法不正确的是 A．“吸收”过程是对溴的富集 B．“分离”过程中采取的是过滤操作 C．“吸收”过程所发生的反应，其离子方程式为 D．保存液溴的过程中，水封的主要目的是防止或减弱的挥发 8．（24-25高一下·江苏南京·期末）利用高分子吸附树脂吸附I2来提取卤水中的碘(以I-形式存在)的工艺流程如下： 下列说法不正确的是 A．经过步骤①到④所得溶液中I-物质的量浓度增大 B．步骤②中Cl2不宜过量太多，以防止Cl2进一步氧化I2 C．步骤④的作用是将吸附的碘还原而脱离高分子树脂 D．步骤⑤的离子方程式为：+6I-=Cl-+3I2 9．（23-24高一下·北京丰台·期末）根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是 选项 事实 推测 A Na与冷水反应剧烈，K与冷水反应更剧烈 Li与冷水反应缓慢 B 20Ca(OH)2碱性强于12Mg(OH)2 38Sr(OH)2 碱性强于20Ca(OH)2 C F2与H2在暗处剧烈反应，Cl2与H2光照或点燃时反应 Br2与H2反应需要加热到一定温度 D Si是半导体材料，同主族的Ge也是半导体材料 第IVA元素形成的单质都是半导体材料 A．A B．B C．C D．D 10．（24-25高一上·浙江杭州·期末）现有4种短周期主族元素X、Y、Z和Q，原子序数依次增大，相关信息见下表。下列说法正确的是 元素 相关信息 X 核外电子总数为1 Y 最高正化合价和最低负化合价之和为零 Z 原子有3个电子层，最外层电子数是最内层电子数的3倍 Q 同周期主族元素中原子半径最小 A．Y与X可形成分子 B．X单质只有还原性，没有氧化性 C．Y、Z、Q最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱 D．第四周期且与Q同主族的元素的单质在常温常压下呈固态 11．（24-25高一上·浙江杭州·期末）已知1~18号元素的离子、、、都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是 A．四种元素位于同一周期 B．氢化物的稳定性： C．离子的氧化性： D．原子半径： 12．（24-25高一上·江西南昌·期末）短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的位置如表所示，其中W的气态氢化物摩尔质量为34 g·mol-1，Y的最低价氢化物为非电解质，则下列说法中正确的是 X Y Z W Q A．Q单质能溶于水，且其水溶液需用棕色细口瓶盛装 B．X的最低价氢化物的水溶液显碱性 C．单质的熔沸点：Q>Y D．Na在Y中燃烧可生成化合物Na2Y2，其与水反应后溶液呈碱性 13．（24-25高一上·广东广州·期末）Z、Y、X、W、Q为五种原子序数依次增大的短周期主族元素。其中Z、Y、W分别位于三个不同周期，Y、Q位于同一主族，Y原子的最外层电子数是W原子的最外层电子数的2倍，Y、X、W三种简单离子的核外电子排布相同。由Z、Y、X、W形成的某种化合物的结构如图所示。下列说法错误的是 A．简单氢化物的稳定性： B．该物质中不是所有原子均满足最外层的稳定结构 C．离子半径：Y<X<W D．W与X两者的最高价氧化物对应的水化物之间可发生反应 14．（23-24高一下·广西崇左·期末）短周期主族元素Z、X、Y、R的原子序数依次增大，Y和R位于同周期，四种元素的化合价与原子半径的关系如图所示。下列叙述错误的是 A．Z与X形成的化合物均能溶于水 B．能使品红溶液褪色 C．简单氢化物的稳定性：X>R D．工业上采用电解法制备Y的单质 15．（24-25高一上·辽宁锦州·期末）已知、、均属于氧元素。科学研究发现氧元素除了能形成、外，还能在一定条件下形成以亚稳态存在的分子四聚氧，也能在一个大气压和以下形成红氧。下列说法正确的是 A．、、属于同一种核素 B．和互为同位素 C．的摩尔质量为64g D．和的化学性质相同 16．（23-24高一上·山东济宁·期末）人体必需的一些元素在周期表中的分布情况如下： 根据情境，回答下列问题： (1)缺碘容易患“大脖子病”可通过食盐中添加 (化学式)来补充碘元素，I和Br元素的最高价氧化物对应水化物的酸性大小 (填“>”或“＜”)。可用于杀菌消毒，所含三种元素的简单离子的半径最小是 (化学式)。 (2)Se是人体中含量极低的微量元素，但它在人体中起着非常关键的作用，Se在周期表中的位置是 ，Se和As元素气态氢化物的稳定性 (填“大于”或“小于”)。 (3)微量元素铬有增强胰岛素的功能，工业上铬被广泛应用于冶金、化工、铸铁、耐火及高精端科技等领域，一种由铬铁矿(主要成分为)制备金属铬的流程示意图如下： ①的电子式 。写出反应①的化学方程式 。 ②反应②中的稀硫酸不能换成盐酸，试分析原因 。 ③反应③中投入理论上可以生产 。 17．（23-24高一下·山东泰安·期末）以下是元素周期表的一部分，请参照元素①—⑦在表中的位置，回答问题。 (1)①②形成的的化合物的电子式为 ，用电子式表示③和⑤构成化合物的形成过程 。 (2)下列不能作为比较③和④金属性强弱依据的是 (填序号) a．测两种元素单质的熔点 b．比较单质与同浓度盐酸反应置换出氢气的难易程度 c．比较两种元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 d．比较单质与盐酸反应时产生氢气的量 (3)①⑥形成的化合物与溶液反应的离子方程式 。 (4)⑤的氢化物和④最高价氧化物发生反应的化学方程式 。 (5)工业上常用④单质(用表示)和金属氧化物反应制备金属单质：利用上述方法可制取的主要原因是 (填序号) a．高温时的活泼性大于    b．高温有利于分解 c．的沸点比的高    d．高温时比稳定 18．（23-24高一上·福建三明·期末）元素周期表与元素周期律在学习、研究中有重要的作用。如表是5种元素的相关信息。 元素 信息 X 原子的电子层数等于其核外电子数 Y 地壳中含量最高的元素 Z 位于第三周期，最高化合价为+7价 Q 短周期中原子半径最大的主族元素 W 原子结构示意图为： (1)元素Y在周期表中的位置 。 (2)X、Z两种元素形成的化合物有重要的用途，用电子式表示它的形成过程 。 (3)Y、Z、Q对应的离子半径由大到小的顺序是 (填离子符号)。 (4)X、Y、Q三种元素形成的化合物(M)中所含化学键的类型是 ，M与氢氧化铝反应的离子方程式是 。 (5)非金属性：Z W(填“＞”或“＜”)，请从原子结构的角度解释其原因 。 (6)下列关于W及其化合物的推断中，正确的是 (填字母)。 a.W的最低负化合价为-1价 b.单质与H2反应的难易程度：W比Z容易 c.元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性：Z＞W d.W的单质可与Z和Q形成的化合物的水溶液发生置换反应 19．（23-24高一下·福建泉州·期末）下表是元素周期表的一部分，表中所列的每个字母分别代表某一元素。 (1)e在周期表中的位置为 ，d、h、j对应的简单离子半径由大到小的顺序为 (填离子符号)。 (2)f与h两种元素的最高价氧化物对应水化物发生反应的离子方程式为 ；实验室检验k的常用方法是 。 (3)已知分子中的原子均满足最外层8电子稳定结构，其电子式为 ；用原子结构知识解释i、j两元素非金属性相对强弱的原因： 。 (4)c的简单氢化物与其最高价氧化物对应水化物反应生成的物质中含有的化学键类型为 。 (5)门捷列夫在1871年预言类硅元素锗()的存在，下列关于锗及其化合物的推测正确的是 (填标号)。 ①单质可作为半导体材料 ②由该元素形成的一种酸的化学式为 ③分子为平面结构 ④其最高价氧化物对应水化物的酸性弱于磷酸 20．（23-24高一下·河南信阳·期末）浩瀚的海洋中虽然含碘的浓度相当小，每升海水中平均含碘，但海洋里碘的总储量却达到惊人的，比陆地上要多得多。一般生长在海底的海带含碘，有的可达，比海水中碘的浓度高出十几万倍！请完成下列问题： I．海水制盐所得的卤水中可提取碘。活性炭吸附法是工业提碘的方法之一，其流程如下： 资料显示： a．时，溶液只能将氧化为，同时生成。b．，氧化性：。 (1)反应①的离子方程式是 。 (2)方案甲中，根据的特性，分离操作X应为 、冷凝结晶。 (3)已知：反应②中每吸收转移电子，离子方程式是 。 (4)、酸性等都是常用的强氧化剂，但该工艺中氧化卤水中的却选择了价格较高的，原因是 。 (5)方案乙中，已知反应③过滤后，滤液中仍存在少量的。为了检验滤液中的，某小组同学设计如下实验方案，请将实验步骤补充完整。 实验中可供选择的试剂：稀、淀粉溶液、溶液、。 a．将滤液用多次萃取、分液，直到水层用淀粉溶液检验不出碘单质存在。 b．从水层取少量溶液于试管中， 。 Ⅱ．海带中含有丰富的碘。从海带中提取碘的实验过程如下图所示： (6)实验步骤①不需要下列仪器中的 (填字母)。 a．酒精灯        b．漏斗        c．坩埚        d．泥三角 (7)步骤④中反应的离子方程式是 。 (8)海带灰中含有的硫酸盐，碳酸盐等，在实验步骤 (填序号)中实现与碘分离。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！1 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题01 原子结构、元素周期律 讲义包含两部分：核心考点回顾►期末真题演练（15道选择题+5道综合题） 【知识点1】原子结构、核素、同位素 1．原子结构 （1）原子的构成 核素(原子)符号表示——：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。 【注意】①原子是化学变化中的最小微粒，化学反应过程原子核不改变，也就是原子不改变。 ②并不是所有的原子都由质子、电子和中子构成，如H中不含中子。 ③质子数相同的粒子不一定属于同种元素，如Ne和H2O。 ④核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－等，NH与OH－等。 （2）原子结构中微粒之间的关系 ①X中，质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数。 ②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 ③阳离子Xn＋的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数(Z－n)。 ④阴离子Xm－的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数(Z＋m)。 （3）元素符号周围数字的意义 2．元素、核素、同位素 （1）元素、核素、同位素的概念及相互关系 元素：具有相同核电荷数(即核内质子数)的同一类原子的总称。 核素：把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素，如：H、H、H就各为一种核素。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(即同一元素的不同核素互称为同位素)，如：H、H、H互为同位素。 【注意】 ①一种元素可有若干种不同的核素，也可只有一种核素，因此，核素的种类大于元素的种类。 ②2H2和3H2既不是同位素，也不是同素异形体，而是同种分子，同位素是原子的互称。 （2）同位素的特征 ①当某种元素具有多种天然、稳定的核素时，无论是游离态还是化合态，其各核素在自然界中所占的原子个数百分比(丰度)一般是不变的。 ②同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。 （3）氢元素的三种核素 H：名称为氕，不含中子； H：用字母D表示，名称为氘或重氢； H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。 （4）常见的重要核素及其应用 核素 U C H H O 用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子 （5）核反应方程示例：核聚变、核裂变属于核反应，不是化学变化。 碳­14的β衰变 C→N＋e 钋­209的α衰变 Po→Pb＋He 卢瑟福发现质子 N＋He→O＋H 查德威克发现中子 Be＋He→C＋n 铀核裂变反应 U＋n→Kr＋Ba＋3n 核反应遵循的两守恒：①反应前后质量数之和不变。 ②反应前后质子数之和不变。 3．抓住描述对象，突破“四同”判断 （1）同位素——原子，如 H、H。 （2）同素异形体——单质，如O2、O3。 （3）同系物——化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。 （4）同分异构体——化合物，如正戊烷、新戊烷。 【知识点2】10e－和18e－微粒的判断与应用 （1）寻找10电子微粒和18电子微粒的方法 ①10电子微粒：以Ne为核心，推断同周期的非金属元素的化合物和下一周期的金属元素的化合物。 ②18电子微粒：以Ar为核心，推断同周期的非金属元素的化合物和下一周期的金属元素的化合物。 CH3—CH3、H2N—NH2、HO—OH、F—F、F—CH3、CH3—OH…… （2）记忆其他等电子微粒 “2电子”的粒子：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。 “9电子”的粒子：—F、—OH、—NH2、—CH3(取代基)。 “14电子”的粒子：Si、N2、CO。 “16电子”粒子：S、O2、C2H4、HCHO。 （3）质子数和核外电子数两种微粒的关系 ①质子数和核外电子数分别相等的两种微粒： 可以是两种原子，如同位素原子； 可以是两种分子，如CH4、NH3等； 可以是两种带电荷数相同的阳离子，如NH、H3O＋； 可以是两种带电荷数相同的阴离子，如OH－、F－。 ②不同的核素可能具有相同的质子数，如H与H；也可能具有相同的中子数，如C与O；也可能具有相同的质量数，如C与N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如H与C。 【知识点3】原子核外电子排布 1．原子核外电子排布规律 电子层数(n) 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 电子离核远近 近→远 电子能量高低 低→高 核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的 顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里 数量规律 ①每层最多容纳的电子数为2n2个。 ②最外层电子数不超过8个(K层为最外层时电子数不超过2个)。 ③次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。 ④对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值。 2．核外电子排布的表示方法：原子或离子结构示意图 3．原子核外电子排布与元素性质的关系 (1)金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。 (2)非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子，在化合物中主要显负化合价。 (3)稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。 【知识点4】元素周期表 1．元素周期表的结构 元素周期表的列数与族序数的关系 原子序数： ①按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号； ②原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 元素周期表的编排原则： ①周期：把电子层数目相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排成一横行，共有7个横行。 ②族：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从上到下排成一纵列，共有18个纵列，但是只有16个族。 注意事项： ①ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。 ②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族。 ③含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 （1）周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118 （2）族(18个纵列，16个族) ①主族：由短周期元素和长周期元素共同组成的族：ⅠA～ⅦA族。 ②副族：仅由长周期元素组成的族：ⅠB～ⅦB族。 ③Ⅷ族：包括8、9、10三个纵列。 ④0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。 （3）元素周期表中元素的分布 ①分界线：沿着元素周期表中B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po的交界处画线，即为金属元素和非金属元素的分界线。 ②金属元素：位于分界线的左下区域，包括所有的过渡元素和部分主族元素。 ③非金属元素：位于分界线的右上区域，包括部分主族元素和0族元素及左上角的H元素。 ④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。 ⑤过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种金属元素。 2．元素周期表的应用 （1）科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 （2）寻找新材料 （3）用于工农业生产 地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系对探矿、研制新品种的农药等有指导意义。 3．元素周期表中元素位置的确定 （1）直接相邻的“┳”型、“┻”型、“＋”型原子序数关系 （2）由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中的位置 确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝x。 例如： ①35号元素(最邻近的是36Kr)，则35－36＝－1，故周期数为四，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA族，即溴元素； ②87号元素(最邻近的是86Rn)，则87－86＝1，故周期数为七，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，即钫元素。 【知识点5】元素周期律及应用 1．元素周期律 (1)元素周期律的定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 (2)元素周期律的实质：元素原子核外电子排布的周期性变化的结果。 2．主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 元素的性 质 　主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－1 非金属元素负化合价＝－(8－主族序数) 相同 最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 元素的非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 失电子能力 失电子逐渐减弱 失电子逐渐增强 得电子能力 得电子逐渐增强 得电子逐渐减弱 单质的还原性 还原性逐渐减弱 还原性逐渐增强 单质的氧化性 氧化性逐渐增强 氧化性逐渐减弱 阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱 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 （1）“三看”法快速判断简单微粒半径的大小 一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 二看核电荷数：当电子层结构相同时，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。 （2）对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素有些性质是相似的，如： （3）规避金属性和非金属性判断中的易错点 ①关注关键词“最高价”，根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物的水化物。 ②关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。 3．元素周期表、元素周期律的应用 (1)预测同主族元素的性质：如碱金属元素的一般性质。 原子结构与性质 相同点 最外层上都只有1个电子具有相似的化学性质 不同点 从Li→Cs电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大从Li到Cs金属性逐渐增强 物理性质 相同点 碱金属除Cs略带金色光泽外，其他都是银白色有金属光泽的固体，密度较小，硬度较小，熔、沸点较低，导电、导热性良好 递变性 从Li→Cs密度逐渐增大(K反常)，熔、沸点逐渐降低 化学性质 与O2等非金属的反应 碱金属都能与O2等非金属反应，锂、钠与O2反应的化学方程式为： 4Li＋O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K、Rb、Cs与O2反应生成比过氧化物结构更复杂的物质 与H2O的反应 碱金属单质与水均能发生反应，生成氢氧化物和氢气。反应的化学方程式可表示为(用M代表碱金属)2M＋2H2O===2MOH＋H2↑，但反应的剧烈程度不同：从Li→Cs反应越来越剧烈，证明它们的金属性逐渐增强 (2)比较不同周期、不同主族元素的性质：如金属性Mg>Al、Ca>Mg，则金属性Ca>Al，碱性Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Al(OH)3。 (3)推测未知元素的某些性质 ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。 ②已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为黑色固体，与氢很难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。 (4)启发人们在一定区域内寻找新物质 ①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。 【知识点6】元素金属性和非金属性强弱的判断方法 金属性比较 本质 金属性：指金属元素的原子失去电子能力。 规律：原子越易失电子，金属性越强。 结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。 位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，金属性减弱；同主族元素，从上到下，随原子序数增加，金属性增强。（金属性最强的元素为铯） 判断依据 ①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强。 如：Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 如：Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe ③单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱，金属性越强。 如：氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 如：碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，则金属性：Na＞Mg＞Al ⑤若Xn＋＋Y→X＋Ym＋，则Y的金属性比X强。 如：Cu2＋＋Zn===Cu＋Zn2＋，则金属性：Zn＞Cu 非金属性比较 本质 非金属性：元素的原子得到电子能力。 规律：原子越易得电子，非金属性越强。 结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。 位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，非金属性增强； 同主族元素，从上到下，随原子序数增加，非金属性减弱。（非金属性最强的元素为氟） 判断依据 ①与H2化合越容易或气态氢化物越稳定，非金属性越强。 如：F2与H2在黑暗中就可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br 如：稳定性：HF＞HCl，则非金属性：F＞Cl ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强。 如：还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。 如：酸性：HClO4(最强酸)＞H2SO4 (强酸)＞H3PO4 (中强酸)＞H2SiO3(弱酸)，则非金属性：Cl＞S＞P＞Si ④若An－＋B→Bm－＋A，则B的非金属性比A强。 如：2KI＋Cl2===2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I 1．（24-25高一下·浙江杭州·期末）下列说法不正确的是 A．和互为同素异形体 B．和是两种不同的核素 C．和互为同位素 D．和含有相同的电子数 【答案】C 【详解】A．和是氧元素组成的两种不同单质，符合同素异形体的定义，A正确； B．(质子数7，中子数7)和(质子数6，中子数8)的质子数不同，属于不同元素的核素，B正确； C．同位素是同一元素的不同原子(如和)。和是不同同位素构成的分子，分子之间不互为同位素，C错误； D．和的原子序数均为8，电子数均为8，因此和的电子总数均为16，D正确； 故选C。 2．（24-25高一上·甘肃·期末）下列关于元素周期表的叙述，正确的是 A．元素周期表共有7个横行，称为周期；共有16个纵行，称为族 B．前20号元素称为短周期元素 C．在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料 D．第IA族的元素都被称作碱金属元素 【答案】C 【详解】A．元素周期表共有7个横行，称为周期，共有18个纵行，16个族，A错误； B．前18号元素称为短周期元素，B错误； C．由于周期表中位置靠近的元素性质相近，所以在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，C正确； D．第IA族中氢元素不是碱金属元素，D错误； 故选C。 3．（24-25高一上·浙江杭州·期末）下列关于卤族元素性质的变化规律，描述不正确的是 A．颜色深浅：I2＞Br2＞Cl2＞F2 B．氧化性：I2＜Br2＜Cl2＜F2 C．稳定性：HI＜HBr＜HCl＜HF D．酸性：HI＜HBr＜HCl＜HF 【答案】D 【详解】第ⅦA族元素中，随着原子序数的增大，单质颜色逐渐加深，原子半径依次增大，得电子能力逐渐减弱、氢化物的酸性逐渐增强、单质的沸点逐渐增大、单质的氧化性逐渐减弱、氢化物的还原性逐渐增强、单质与氢气化合逐渐困难、氢化物的沸点逐渐增大(HF除外)、氢化物的稳定性逐渐减弱，最高价含氧酸酸性逐渐减弱(F除外)，据此回答即可。 A．第ⅦA族元素中，随着原子序数的增大，单质颜色逐渐加深，颜色深浅：I2＞Br2＞Cl2＞F2，A正确；     B．随着原子序数的增大，元素的非金属性依次减弱，则单质的氧化性逐渐减弱，即氧化性：I2＜Br2＜Cl2＜F2，B正确； C．随着原子序数的增大，元素的非金属性依次减弱，简单氢化物的稳定性减弱，稳定性：HI＜HBr＜HCl＜HF，C正确； D．氢化物酸性：HI＞HBr＞HCl＞HF，D错误； 故答案为：D。 4．（24-25高一上·广东·期末）X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Ⅹ元素的某种核素没有中子，Z原子最外层电子数比内层电子总数少4，Y与W同主族。下列说法正确的是 A．原子半径： B．最高价氧化物对应水化物的酸性： C．稳定性： D．单质沸点： 【答案】C 【分析】由题意知，XX元素的某种核素没有中子，X是H；Z最外层电子数比内层电子总数少4，则Z是第三周期第VIA族元素S，又由于W是原子序数比Z大的短周期主族元素，则W是，Y与W同主族，则Y为F，据此答题。 A．根据元素周期表位置关系，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，故原子半径： ，A项错误； B．根据同周期元素，元素非金属性从左往右逐渐增强，其最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，故最高价氧化物对应水化物的酸性：，B项错误； C．由于非金属性：，故氢化物的稳定性：，C项正确； D．卤素单质沸点随原子序数的增大而逐渐升高，沸点：，D项错误； 故答案选C。 5．（23-24高一上·贵州黔东南·期末）、具有放射性，在医药上用于治疗肿瘤。下列关于、的说法正确的是 A．、互为同素异形体 B．的质量数是53 C．的中子数是82 D．的电子数是188 【答案】C 【详解】A．同种元素的不同种原子之间互称为同位素，、是碘元素的不同核素，互为同位素，A错误； B．的质量数是131，质子数为53，B错误； C．的质量数为135，质子数为53，中子数为135-53=82，C正确； D．的质子数为53，原子中质子数等于电子数，则电子数是53，D错误； 故选C。 6．（24-25高一上·天津河西·期末）下列有关性质的比较不能用元素周期律解释的是 A．金属性： B．酸性： C．碱性： D．热稳定性： 【答案】B 【详解】A．同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，金属性：，A不符题意； B．利用元素周期律比较酸性，需要是该元素的最高价含氧酸，HCl和HClO都不是Cl的最高价含氧酸，不能用元素周期律解释，B符合题意； C．同族元素从上到下，元素金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物碱性增强，同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物碱性减弱，碱性：，C不符题意； D．元素非金属性越弱，简单氢化物热稳定性越弱，热稳定性：，D不符题意； 答案选B。 7．（23-24高一下·四川凉山·期末）“空气吹出法”是工业上常用的一种海水提溴技术，其流程图如下。下列说法不正确的是 A．“吸收”过程是对溴的富集 B．“分离”过程中采取的是过滤操作 C．“吸收”过程所发生的反应，其离子方程式为 D．保存液溴的过程中，水封的主要目的是防止或减弱的挥发 【答案】B 【分析】卤水中通入氯气把溴离子氧化为溴单质，溴易挥发，用热空气吹出溴，用二氧化硫吸收溴蒸汽使溴元素富集，再用氯气把溴离子氧化为溴单质，蒸馏得液溴。 A．用二氧化硫吸收溴蒸汽是对溴的富集，故A正确； B．“分离”过程中采取的是蒸馏操作，故B错误； C．“吸收”过程中二氧化硫和溴反应生成硫酸和氢溴酸，反应的离子方程式为，故C正确； D．溴易挥发，保存液溴的过程中，水封的主要目的是防止或减弱的挥发，故D正确； 选B； 8．（24-25高一下·江苏南京·期末）利用高分子吸附树脂吸附I2来提取卤水中的碘(以I-形式存在)的工艺流程如下： 下列说法不正确的是 A．经过步骤①到④所得溶液中I-物质的量浓度增大 B．步骤②中Cl2不宜过量太多，以防止Cl2进一步氧化I2 C．步骤④的作用是将吸附的碘还原而脱离高分子树脂 D．步骤⑤的离子方程式为：+6I-=Cl-+3I2 【答案】D 【分析】卤水中加入硫酸酸化，随后加入Cl2将碘离子氧化成碘单质，利用高分子树脂吸附生成的碘单质，再在高分子树脂中加入亚硫酸钠，碘与亚硫酸钠反应生成碘离子，碘离子再被KClO3氧化生成单质碘，最后经过升华得到碘产品。 A．步骤①到④的目的是实现碘的富集，使溶液中碘离子浓度增大，A正确； B．步骤②中氯气通入量不能过多，否则过量的氯气能进一步氧化生成的I2，B正确； C．步骤④中I2与亚硫酸钠反应生成碘离子，从高分子树脂上脱离下来，形成高浓度的含碘离子的溶液，C正确； D．步骤④中有氢离子离子生成，则步骤⑤的离子方程式为2+10I-+12H+=2Cl-+5I2+6H2O，D错误； 故答案选D。 9．（23-24高一下·北京丰台·期末）根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是 选项 事实 推测 A Na与冷水反应剧烈，K与冷水反应更剧烈 Li与冷水反应缓慢 B 20Ca(OH)2碱性强于12Mg(OH)2 38Sr(OH)2 碱性强于20Ca(OH)2 C F2与H2在暗处剧烈反应，Cl2与H2光照或点燃时反应 Br2与H2反应需要加热到一定温度 D Si是半导体材料，同主族的Ge也是半导体材料 第IVA元素形成的单质都是半导体材料 A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【详解】A．金属的金属性越强，其单质与水或酸反应越剧烈，金属性：Li＜Na＜K，Na与冷水反应剧烈，K与冷水反应更剧烈，则Li与冷水反应缓慢，推测合理，故A不选； B．金属的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强，金属性：Mg＜Ca＜Sr，20Ca(OH)2碱性强于12Mg(OH)2，则38Sr(OH)2碱性强于20Ca(OH)2，推测合理，故B不选； C．非金属的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，非金属性：F＞Cl＞Br＞I，F2与H2在暗处剧烈反应，Cl2与H2光照或点燃时反应，则Br2与H2反应需要加热到一定温度，推测含量，故C不选； D．在元素周期表中，处于金属和非金属分界线处元素的单质能作半导体材料，Si、Ge位于金属和非金属分界线处，可以作半导体材料，但C、Pb属于第ⅣA元素，但其单质不能作半导体材料，推测不合理，故D选； 答案选D。 10．（24-25高一上·浙江杭州·期末）现有4种短周期主族元素X、Y、Z和Q，原子序数依次增大，相关信息见下表。下列说法正确的是 元素 相关信息 X 核外电子总数为1 Y 最高正化合价和最低负化合价之和为零 Z 原子有3个电子层，最外层电子数是最内层电子数的3倍 Q 同周期主族元素中原子半径最小 A．Y与X可形成分子 B．X单质只有还原性，没有氧化性 C．Y、Z、Q最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱 D．第四周期且与Q同主族的元素的单质在常温常压下呈固态 【答案】A 【分析】短周期主族元素X、Y、Z和Q，原子序数依次增大，X核外电子总数为1，则X是H元素；Y的最高正化合价和最低负化合价之和为零，则Y是C元素；Z原子有3个电子层，最外层电子数是最内层电子数的3倍，则Z是S元素，Q是同周期元素中原子半径最小的元素，则Q是Cl元素，然后根据物质性质和元素周期律分析解答。 A．则X是H元素，则Y是C元素；Y与X可形成分子，A正确； B．X是H元素，H2一般来说可作还原剂，具有还原性，如H2和金属氧化物的置换反应。但H2也有氧化性，碰到强还原剂，如Na，可以生成NaH，这时H2呈现出一定的氧化性，B错误； C．元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强。由于元素的非金属性C＜S＜Cl，所以它们最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强，C错误； D．Q 是Cl元素，在第四周期且与Q同主族元素是Br元素，Br元素的单质Br2在常温常压下呈液态，D错误； 答案为A。 11．（24-25高一上·浙江杭州·期末）已知1~18号元素的离子、、、都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是 A．四种元素位于同一周期 B．氢化物的稳定性： C．离子的氧化性： D．原子半径： 【答案】C 【分析】、、、具有相同的电子层结构，即核外电子数相同，则有，则原子序数的关系为。 A．核外电子数相同的离子中阳离子对应元素在下一个周期，阴离子对应元素在上一个周期，四种元素在两个周期，A错误； B．Y、Z同一周期，且原子序数：Y<Z，非金属性：Y<Z，氢化物稳定性：，B错误； C．W、X同一周期且原子序数：X<W，元素金属性：X>W，单质还原性X>W，离子的氧化性：，C正确； D．Y、Z同一周期，且原子序数：Y<Z；W、X同一周期且原子序数：X<W；Y、Z在上同一周期；W、X在下同一周期，根据同一周期从左到右原子半径逐渐减小可知原子半径：，D错误； 故答案为：C。 12．（24-25高一上·江西南昌·期末）短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的位置如表所示，其中W的气态氢化物摩尔质量为34 g·mol-1，Y的最低价氢化物为非电解质，则下列说法中正确的是 X Y Z W Q A．Q单质能溶于水，且其水溶液需用棕色细口瓶盛装 B．X的最低价氢化物的水溶液显碱性 C．单质的熔沸点：Q>Y D．Na在Y中燃烧可生成化合物Na2Y2，其与水反应后溶液呈碱性 【答案】C 【分析】根据“W的气态氢化物摩尔质量为34g·mol－1”可知，W是硫元素或者磷元素，再根据“Y的最低价氢化物为非电解质”，则可知W是磷元素，Q是硫元素，Y是氮元素，X是碳元素，Z是铝元素。 A．S单质不溶于水，A错误； B．C的最低价氢化物为甲烷，不溶于水，B错误； C．Q是硫元素，Y是氮元素，硫单质常温下为固体，氮气常温下为气体，单质的熔沸点：S>N，C正确； D．Na不能在氮气中燃烧生成化合物Na2Y2，D错误； 故选C。 13．（24-25高一上·广东广州·期末）Z、Y、X、W、Q为五种原子序数依次增大的短周期主族元素。其中Z、Y、W分别位于三个不同周期，Y、Q位于同一主族，Y原子的最外层电子数是W原子的最外层电子数的2倍，Y、X、W三种简单离子的核外电子排布相同。由Z、Y、X、W形成的某种化合物的结构如图所示。下列说法错误的是 A．简单氢化物的稳定性： B．该物质中不是所有原子均满足最外层的稳定结构 C．离子半径：Y<X<W D．W与X两者的最高价氧化物对应的水化物之间可发生反应 【答案】C 【分析】由结构图和题意可知，X为Na，而Z、Y、X、W、Q为五种原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Z、Y、W分别位于三个不同周期，则Z位于第一周期为H，Y位于第二周期，W位于第三周期。Y、Q位于同一主族，Y原子的最外层电子数是W原子的最外层电子数的2倍，Y、X、W三种简单离子的核外电子排布相同，且结构图中Y只能形成两个共价键，因此Y为O，Q为S，且W得一个电子后形成四个共价键，W为Al。因此Z、Y、X、W、Q分别为H、O、Na、Al、S。 A．非金属性越强，其简单氢化物越稳定，非金属性O>S，A正确； B．该物质中H不满足8电子稳定结构，B正确； C．离子半径：,，C错误； D．氢氧化铝为两性氢氧化物，能与氢氧化钠溶液反应，D正确； 答案选C。 14．（23-24高一下·广西崇左·期末）短周期主族元素Z、X、Y、R的原子序数依次增大，Y和R位于同周期，四种元素的化合价与原子半径的关系如图所示。下列叙述错误的是 A．Z与X形成的化合物均能溶于水 B．能使品红溶液褪色 C．简单氢化物的稳定性：X>R D．工业上采用电解法制备Y的单质 【答案】A 【分析】短周期主族元素Z、X、Y、R的原子序数依次增大，Y和R位于同周期，根据四种元素的化合价与原子半径的关系图，X化合价为-2、R化合价为+6，Y半径最大、化合价为+1，Z化合价为+4，半径大于X；Z是C元素、X是O元素、Y是Na元素、R是S元素。 A．C与O形成的化合物CO难溶于水，故A错误；     B．SO2具有漂白性，能使品红溶液褪色，故B正确； C．同主族元素从上到下，非金属性减弱，简单氢化物的稳定性减弱，稳定性H2O>H2S，故C正确；     D．工业上采用电解熔融氯化钠的方法制备金属Na，故D正确； 选A。 15．（24-25高一上·辽宁锦州·期末）已知、、均属于氧元素。科学研究发现氧元素除了能形成、外，还能在一定条件下形成以亚稳态存在的分子四聚氧，也能在一个大气压和以下形成红氧。下列说法正确的是 A．、、属于同一种核素 B．和互为同位素 C．的摩尔质量为64g D．和的化学性质相同 【答案】D 【详解】A．、、中子数各不相同，属于不同的核素，故A错误； B．和是同种元素形成的不同单质，互为同素异形体，故B错误； C．的摩尔质量为，故C错误； D．和属于同一种单质，化学性质相同，故D正确； 选D。 16．（23-24高一上·山东济宁·期末）人体必需的一些元素在周期表中的分布情况如下： 根据情境，回答下列问题： (1)缺碘容易患“大脖子病”可通过食盐中添加 (化学式)来补充碘元素，I和Br元素的最高价氧化物对应水化物的酸性大小 (填“>”或“＜”)。可用于杀菌消毒，所含三种元素的简单离子的半径最小是 (化学式)。 (2)Se是人体中含量极低的微量元素，但它在人体中起着非常关键的作用，Se在周期表中的位置是 ，Se和As元素气态氢化物的稳定性 (填“大于”或“小于”)。 (3)微量元素铬有增强胰岛素的功能，工业上铬被广泛应用于冶金、化工、铸铁、耐火及高精端科技等领域，一种由铬铁矿(主要成分为)制备金属铬的流程示意图如下： ①的电子式 。写出反应①的化学方程式 。 ②反应②中的稀硫酸不能换成盐酸，试分析原因 。 ③反应③中投入理论上可以生产 。 【答案】 (1) ＜ (2)第四周期第ⅥA族 大于 (3) 与盐酸发生氧化还原反应 20 【详解】（1）缺碘容易患大脖子病可通过食盐中添加来补充碘元素。非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性就越强，溴的非金属性大于碘，则酸性：<。电子层数比较多的，半径比较大，电子层数相同的，核电荷数越多，半径越小。次氯酸钠所含三种元素的简单离子的半径大小关系是Cl->O2->Na+。 （2）Se在周期表中的位置是第四周期第ⅥA族。非金属性越强，简单气态氢化物越稳定，非金属性Se大于As，则稳定性大于。 （3）①的电子式。根据图示物质关系，反应①的化学方程式。 ②具有很强的氧化性，反应②中的稀硫酸不能换成盐酸，原因是与盐酸发生氧化还原反应。 ③根据图示物质关系以及得失电子守恒，有关系式：，反应③中投入理论上可以生产Cr的物质的量。 17．（23-24高一下·山东泰安·期末）以下是元素周期表的一部分，请参照元素①—⑦在表中的位置，回答问题。 (1)①②形成的的化合物的电子式为 ，用电子式表示③和⑤构成化合物的形成过程 。 (2)下列不能作为比较③和④金属性强弱依据的是 (填序号) a．测两种元素单质的熔点 b．比较单质与同浓度盐酸反应置换出氢气的难易程度 c．比较两种元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 d．比较单质与盐酸反应时产生氢气的量 (3)①⑥形成的化合物与溶液反应的离子方程式 。 (4)⑤的氢化物和④最高价氧化物发生反应的化学方程式 。 (5)工业上常用④单质(用表示)和金属氧化物反应制备金属单质：利用上述方法可制取的主要原因是 (填序号) a．高温时的活泼性大于    b．高温有利于分解 c．的沸点比的高    d．高温时比稳定 【答案】 (1) (2) (3) (4) (5) 【分析】由图可知，①—⑦分别为氧、钠、镁、铝、氯、硅、氟； （1）①②形成的的化合物为离子化合物过氧化钠，电子式为；镁失去电子形成镁离子、氯得到电子形成氯离子，两者形成离子化合物氯化镁：； （2）a．元素金属性的强弱和其单质的硬度和熔、沸点无关，a符合题意； b．金属性越强，则其单质越容易与同浓度盐酸反应置换出氢气，b不符合题意； c．金属性越强，则其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，c不符合题意； d．单质与盐酸反应时产生氢气的量不能体现金属失去电子能力强弱，不体现其金属性强弱，d符合题意； 故选ad； （3）①⑥形成的化合物为二氧化硅，二氧化硅与溶液反应生成硅酸钠和水：； （4）⑤的氢化物溶液为盐酸，④最高价氧化物为氧化铝，发生反应生成氯化铝和水，化学方程式； （5）④单质为铝单质；则该反应可以表示为：，铝的金属性比钡弱，钡比铝活泼，铝之所以可以置换出钡是因为钡的沸点较低，在反应条件下钡呈气态，不断离开反应体系，从而使反应不断向右进行；故选c。 18．（23-24高一上·福建三明·期末）元素周期表与元素周期律在学习、研究中有重要的作用。如表是5种元素的相关信息。 元素 信息 X 原子的电子层数等于其核外电子数 Y 地壳中含量最高的元素 Z 位于第三周期，最高化合价为+7价 Q 短周期中原子半径最大的主族元素 W 原子结构示意图为： (1)元素Y在周期表中的位置 。 (2)X、Z两种元素形成的化合物有重要的用途，用电子式表示它的形成过程 。 (3)Y、Z、Q对应的离子半径由大到小的顺序是 (填离子符号)。 (4)X、Y、Q三种元素形成的化合物(M)中所含化学键的类型是 ，M与氢氧化铝反应的离子方程式是 。 (5)非金属性：Z W(填“＞”或“＜”)，请从原子结构的角度解释其原因 。 (6)下列关于W及其化合物的推断中，正确的是 (填字母)。 a.W的最低负化合价为-1价 b.单质与H2反应的难易程度：W比Z容易 c.元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性：Z＞W d.W的单质可与Z和Q形成的化合物的水溶液发生置换反应 【答案】 (1)第二周期、第VIA族 (2) (3)Cl-＞O2-＞Na+ (4)离子键、极性共价键 Al(OH)3+OH-=[Al(OH)4]- (5)＞ 溴位于同一主族，最外层电子数均为7，核电荷数Cl＜Br，电子层数Cl＜Br，原子半径Cl＜Br，原子得电子能力Cl＞Br，非金属性Cl＞Br (6)ac 【分析】X的电子层数等于其核外电子数，X是H元素；Y是地壳中含量最高的元素，Y是O元素；Z位于第三周期，最高化合价为+7价，Z是Cl元素；Q是短周期中原子半径最大的主族元素，Q是Na元素；根据W的原子结构示意图，可知W是Br元素； （1）O元素在周期表的位置为第二周期、第VIA族； （2）X、Z两种元素形成的化合物是HCl，是共价化合物，其形成过程可以表示为； （3）Y、Z、Q对应的离子分别是O2-、Cl-、Na+，Cl-有三个电子层，O2-、Na+只有2个电子层，故Cl-半径最大，O2-、Na+电子层结构相同，O2-的核电荷数小，半径大，故半径从大到小的顺序是：Cl-＞O2-＞Na+； （4）X、Y、Q三种元素形成的化合物是NaOH(M)，所含化学键的类型是离子键、极性共价键；NaOH与氢氧化铝反应生成四羟基合铝酸钠，离子方程式是Al(OH)3+OH-=[Al(OH)4]-； （5）非金属性Cl>Br；因为氯与溴位于同一主族，最外层电子数均为7，核电荷数Cl＜Br，电子层数Cl＜Br，原子半径Cl＜Br，原子得电子能力Cl＞Br，非金属性Cl＞Br； （6）a．W的最外层是7个电子，最低负化合价为-1价，故a正确； b．Cl的非金属性强于Br，单质与H2反应的难易程度：Cl2比Br2容易，故b错误； c．Cl的非金属性强于Br，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性：Cl＞Br，故c正确； d．Cl的非金属性强于Br，Br2不能与NaCl的水溶液发生置换反应，故d错误； 答案为ac。 19．（23-24高一下·福建泉州·期末）下表是元素周期表的一部分，表中所列的每个字母分别代表某一元素。 (1)e在周期表中的位置为 ，d、h、j对应的简单离子半径由大到小的顺序为 (填离子符号)。 (2)f与h两种元素的最高价氧化物对应水化物发生反应的离子方程式为 ；实验室检验k的常用方法是 。 (3)已知分子中的原子均满足最外层8电子稳定结构，其电子式为 ；用原子结构知识解释i、j两元素非金属性相对强弱的原因： 。 (4)c的简单氢化物与其最高价氧化物对应水化物反应生成的物质中含有的化学键类型为 。 (5)门捷列夫在1871年预言类硅元素锗()的存在，下列关于锗及其化合物的推测正确的是 (填标号)。 ①单质可作为半导体材料 ②由该元素形成的一种酸的化学式为 ③分子为平面结构 ④其最高价氧化物对应水化物的酸性弱于磷酸 【答案】 (1)第2周期ⅦA族 << (2) 焰色反应或焰色实验 (3)   i为S，j为，和S的电子层数相同，的核电荷数比S更多，原子半径比S小，原子核吸引最外层电子能力比S强，其得电子能力比S强，所以元素非金属性比S强 (4)离子键、共价键 (5)①④ 【分析】根据元素周期表结构，a为H，b为C，c为N，d为O，e为F，f为Na，g为Mg，h为Al，i为S，j为Cl，k为K，据此解答。 （1）e为F，在周期表中的位置为第2周期ⅦA族，电子层数越多半径越大，具有相同电子的粒子，核电荷数越大，半径越小，d、h、j对应的简单离子半径由大到小的顺序为<<。 （2）f与h两种元素的最高价氧化物对应水化物分别为氢氧化铝和氢氧化钠，发生反应的离子方程式为；钾元素的焰色试验为紫色（透过蓝色的钴玻璃），实验室检验k（K元素）的常用方法是焰色反应或焰色实验。 （3）分子为S2Cl2，所有原子均满足最外层8电子稳定结构，其电子式为  ；用原子结构知识解释i、j两元素非金属性相对强弱的原因为：i为S，j为，和S的电子层数相同，的核电荷数比S更多，原子半径比S小，原子核吸引最外层电子能力比S强，其得电子能力比S强，所以元素非金属性比S强。 （4）c的简单氢化物为NH3，其最高价氧化物对应水化物为HNO3，两者反应生成硝酸铵，含有的化学键类型为离子键、共价键。 （5）①Ge与硅性质相似，单质可作为半导体材料，正确； ②Ge与硅性质相似，由该元素形成的一种酸的化学式为，错误； ③分子与SiCl4结构相似，为四面体结构，错误； ④其最高价氧化物对应水化物的非金属性弱于P，故最高价氧化物对应水化物酸性弱于磷酸，正确； 故选①④。 20．（23-24高一下·河南信阳·期末）浩瀚的海洋中虽然含碘的浓度相当小，每升海水中平均含碘，但海洋里碘的总储量却达到惊人的，比陆地上要多得多。一般生长在海底的海带含碘，有的可达，比海水中碘的浓度高出十几万倍！请完成下列问题： I．海水制盐所得的卤水中可提取碘。活性炭吸附法是工业提碘的方法之一，其流程如下： 资料显示： a．时，溶液只能将氧化为，同时生成。b．，氧化性：。 (1)反应①的离子方程式是 。 (2)方案甲中，根据的特性，分离操作X应为 、冷凝结晶。 (3)已知：反应②中每吸收转移电子，离子方程式是 。 (4)、酸性等都是常用的强氧化剂，但该工艺中氧化卤水中的却选择了价格较高的，原因是 。 (5)方案乙中，已知反应③过滤后，滤液中仍存在少量的。为了检验滤液中的，某小组同学设计如下实验方案，请将实验步骤补充完整。 实验中可供选择的试剂：稀、淀粉溶液、溶液、。 a．将滤液用多次萃取、分液，直到水层用淀粉溶液检验不出碘单质存在。 b．从水层取少量溶液于试管中， 。 Ⅱ．海带中含有丰富的碘。从海带中提取碘的实验过程如下图所示： (6)实验步骤①不需要下列仪器中的 (填字母)。 a．酒精灯        b．漏斗        c．坩埚        d．泥三角 (7)步骤④中反应的离子方程式是 。 (8)海带灰中含有的硫酸盐，碳酸盐等，在实验步骤 (填序号)中实现与碘分离。 【答案】 (1) (2)升华(或加热) (3) (4)氯气、酸性高锰酸钾等都是常用的强氧化剂，会继续氧化I2 (5)加入几滴淀粉溶液，滴加Fe2(SO4)3溶液，振荡，溶液变蓝，说明滤液中含有 (6)b (7) (8)⑤ 【分析】Ⅰ海水制盐所得到的卤水中提取碘，根据资料Ⅰ可知步骤①亚硝酸钠有氧化性，碘离子有还原性，在酸性条件下二者发生以下氧化还原反应：，此过程将碘离子氧化为碘单质，活性炭将碘单质吸附，方案甲中利用碘单质易升华的特性，将其加热升华、冷凝结晶使其分离；方案乙中先用浓碳酸钠溶液吸收碘单质，发生反应：，步骤③加入稀硫酸发生以下反应：，将碘单质萃取、分液后可得粗碘； Ⅱ由流程可知，①为坩埚中灼烧，②为溶解、浸泡，③为过滤，分离出含碘离子的溶液，④中发生，⑤中加四氯化碳萃取、分液，⑥中蒸馏分离出碘单质。 （1）根据资料Ⅰ可知亚硝酸钠具有氧化性，碘离子具有还原性，酸性条件下发生氧化还原反应生成一氧化氮、碘单质和水，离子方程式为：； （2）方案甲中利用碘单质易升华的特性将其分离，分离操作X为升华或加热、冷凝结晶，故答案为升华(或加热)、冷凝结晶； （3）反应②用浓碳酸钠吸收碘单质发生，每吸收转移电子，自身歧化反应0→+5价，0→-1价，离子方程式是：； （4）氯气、酸性高锰酸钾等都是常用的强氧化剂，会继续氧化碘单质，根据资料Ⅰ亚硝酸钠仅能把碘离子氧化为碘单质，故该工艺中选择价格较高的NaNO2做氧化剂，故答案为氯气、酸性高锰酸钾等都是常用的强氧化剂，会继续氧化I2； （5）A．步骤③加入稀硫酸发生以下反应：，单质碘易溶解于四氯化碳、苯等有机溶剂中，故答案为用CCl4多次萃取，萃取之后分液，将有机层和无机层分离；B．检验滤液中的碘离子，利用提供的硫酸铁溶液中三价铁离子的氧化性将碘离子氧化为碘单质，再用淀粉溶液检验，可证明溶液中含有碘离子，故答案为：加入几滴淀粉溶液，滴加Fe2(SO4)3溶液，振荡，溶液变蓝，说明滤液中含有； （6）步骤①灼烧海带固体需在坩埚中进行，还需要酒精灯、泥三角，故选b； （7）步骤④中过氧化氢将I-氧化生成I2，自身被还原为H2O，离子方程式为：； （8）碘不易溶于水，易溶于有机溶剂，则海带灰中含有的硫酸盐、碳酸盐等，选择加四氯化碳萃取、分液提取碘，在实验步骤⑤中实现与碘分离。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！1 学科网（北京）股份有限公司 $$