化学总第二部分 七 物质结构基础

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1、专题七物质结构基础化学（浙江选考专用）考点一考点一 原子结构和核外电子排布原子结构和核外电子排布考点清单知识梳理知识梳理一、原子结构1.原子结构模型的演变对原子结构模型的猜想经历了下列演变:道尔顿“实心球式”模型汤姆生“葡萄干面包式”模型卢瑟福“行星绕太阳核式”模型玻尔“电子分层运动式”模型原子的“电子云”模型。人类认识原子的过程是漫长的,也是无止境的。2.原子的构成原子X)(AZ():():():ZAZZ质子个决定元素的种类原子核中子个决定同位素的种类核外电子个最外层电子数决定元素的化学性质(1)数量关系:质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)(2)电性关系:核电荷数(Z)=核内质子数=核

2、外电子数4.质量数与原子质量、相对原子质量、摩尔质量在数值上的关系=相对原子质量=摩尔质量(gmol-1)质量数特别提醒(1)质子数决定元素的种类,质子数相同的原子则属于同一种元素。(2)在原子中,核电荷数=核外电子数,当核外电子数核电荷数时为离子,离子所带的电荷数=|质子数-核外电子数|。126(g)1()12mC 原子质量3.有关原子结构中的等量关系二、原子核外电子排布1.原子核外电子排布规律(1)能量规律核外电子总是先排布在能量低的电子层里,然后依次进入能量较高的电子层(能量最低原理)。(2)数量规律a.原子核外各电子层最多容纳2n2(n为电子层序数)个电子。b.原子最外层电子数目不能超

3、过8个(K层为最外层时不能超过2个),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,L层为次外层时不能超过8个),倒数第三层电子数目不能超过32个。2.原子的稳定结构原子最外层有8个电子的结构(最外层为K层时有2个电子的结构)是相对稳定的结构。3.原子结构示意图原子结构示意图中,圆圈表示原子核,圆圈内的数字表示原子核内的质子数,正号表示原子核带正电荷。如硫原子的结构示意图为。规律总结原子的结构特征(1)原子核中无中子的原子是H。11(3)最外层有2个电子的短周期元素是He、Be、Mg。(4)最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar。(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是

4、C,是次外层电子数3倍的元素是O,是次外层电子数4倍的元素是Ne。(6)电子层数与最外层电子数相等的短周期元素是H、Be、Al。(7)电子总数为最外层电子数2倍的元素是Be。(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的短周期元素是Li、Si。(9)内层电子数之和是最外层电子数2倍的短周期元素是Li、P。三、元素、核素和同位素1.元素具有相同的核电荷数(或质子数)的同一类原子的总称。(2)最外层有1个电子的短周期元素是H、Li、Na。2.核素具有一定质子数和一定中子数的一种原子称为一种核素。3.同位素(1)概念:质子数相同、中子数(或质量数)不同的核素互称为同位素。(2)同位素的特性a.各种同位素的化

5、学性质几乎完全相同,这是因为同位素的质子数相同。b.各种同位素的物理性质不同。因为同位素的质量数不同,所以它们的单质和化合物的密度、熔沸点等物理性质必然有所不同。c.各种同位素在自然界中所占的原子个数百分比(又叫丰度)基本不变。天然存在的某种元素里,不论是游离态还是化合态,各种同位素所占的物质的量分数是一定的。(3)同位素的应用HH用作制造氢弹的原料U是制造原子弹的原料和核反应堆的燃料C用于考古。特别提醒同位素、核素概念理解的五个易错点(1)一种元素可以有多种核素,也可能只有一种核素,故核素种类远大于元素种类。(2)有多少种核素就有多少种原子。21 31、23592;146;(3)同位素:“位

6、”即核素的位置相同,同位素在元素周期表中占同一个位置。(4)不同的核素可能具有相同的质子数,如H和H;也可能具有相同的中子数,如C与O;也可能具有相同的质量数,如C与N;也可能质子数、中子数、质量数均不相同,如H与C。(5)核变化不属于物理变化,也不属于化学变化。21 11 146 168 146 147 11 126 元素核素同素异形体同位素概念具有相同质子数的同一类原子的总称具有一定质子数和一定中子数的一种原子同种元素组成的不同单质之间互为同素异形体质子数相同、质量数(或中子数)不同的核素互为同位素存在范围在同一类原子之间在原子之间在无机物单质之间在原子之间规律总结元素、核素、同素异形体、

7、同位素的比较考点二考点二 元素周期律与元素周期表元素周期律与元素周期表知识梳理知识梳理一、元素周期律1.原子序数按核电荷数由小到大的顺序给元素编号,这种编号叫做原子序数。在原子中,原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。2.元素周期律(1)内容:元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律。(2)具体表现a.随着原子序数的递增,元素的原子最外层电子排布呈现由18的周期性变化(第一周期除外)。b.随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现由大小的周期性变化(稀有气体元素除外)。c.随着原子序数的递增,元素的主要化合价呈现最高正价由+1+7(O、F除外)、最低负价由-4-1的周期性变化,且同一

8、非金属元素化合价有如下关系:最高正价+最低负价的绝对值=8(H、O、F除外)。3.实质原子核外电子排布呈现周期性变化决定了元素性质的周期性变化。二、元素周期表及其应用1.元素周期表的结构(7个周期,16个族)2.元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质,元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质,故三者之间可相互推断。:2:8:8(7:18):18:32:,7(18:BBBB,7):,B0:AAB第一周期种元素第二周期 种元素第三周期 种元素周期个第四周期 种元素横行第五周期 种元素第六周期 种元素第七周期主族 族 族

9、 共 个主族族个 副族 族 族、族、族 共 个副族纵行第族 三个纵行 位于 族与 族中间族 稀有气体元素3.元素在周期表中的位置与结构、性质之间的重要规律(1)元素周期表中主族元素性质的递变规律内容同周期主族元素(左右)同主族元素(上下)电子层数相同增多最外层电子数由1个7个(第一周期除外)相同原子半径逐渐减小逐渐增大元素的主要化合价最高正价由+1+7(A族A族)(氧、氟除外)同一元素的|最低负价|+最高正价=8(氢、氧、氟除外)最高正价=族序数(氧、氟除外)金属性与非金属性金属性减弱非金属性增强金属性增强非金属性减弱单质还原性与氧化性还原性减弱氧化性增强还原性增强氧化性减弱非金属元素气态氢化

10、物的生成及稳定性生成由难到易稳定性由弱到强生成由易到难稳定性由强到弱原子得、失电子能力失:强弱;得:弱强得:强弱;失:弱强(2)由元素周期表归纳电子排布规律a.最外层电子数等于或大于3且小于8的一定是主族元素。b.最外层有1个或2个电子,则可能是A族、A族元素,也可能是副族元素、第族元素或0族元素氦。c.最外层电子数比次外层电子数多的短周期元素一定位于第二周期。d.某元素阴离子的最外层电子数与次外层相同,该元素位于第三周期。e.电子层结构相同的离子,若电性相同,则对应的元素位于同周期;若电性不同,则阳离子对应的元素位于阴离子对应的元素的下一周期。(3)由元素周期表归纳元素化合价的规律a.主族元

11、素的最高正价等于主族序数,等于主族元素原子的最外层电子数(氧、氟除外)。非金属元素除氢外,均不能形成简单阳离子,金属元素不能形成简单阴离子。b.最高正价与最低负价的绝对值之和为8,与最低负价的绝对值之差为0、2、4、6的主族元素依次位于A、A、A、A族。4.元素周期表的应用(1)预测元素的性质:常见题目是给出一种不常见的主族元素,推测该元素及其单质或化合物所具有的性质,如下图所示:(2)启发人们在一定区域内寻找某些物质(如农药、半导体、催化剂等)。考点三考点三 微粒之间的相互作用和物质的多样性微粒之间的相互作用和物质的多样性知识梳理知识梳理一、化学键1.化学键(1)概念:物质中直接相邻的原子或

12、离子间存在的强烈的相互作用。(2)分类化学键极性键型共价键离子键概念原子间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用成键微粒原子阴、阳离子成键原因原子有形成稳定结构的趋势(同左)成键方式共用电子对阴、阳离子间的静电作用成键元素一般为非金属元素一般为活泼金属元素(通常指A族、A族)与活泼非金属元素(通常指A族、A族)存在实例部分单质中:Cl2、金刚石等;共价化合物中:HCl、CO2、H2SO4等;部分离子化合物中:NH4Cl、NaOH、Na2O2等离子化合物中:NaOH、KOH、NaCl、CaCl2、Na2SO4、Na2O、CaO等2.离子键和共价键特别提醒化学键

13、的存在形式要分清离子键和共价键的本质、含义及表示方法,明确化学键的意义,要特别弄清以下五个问题:(1)由金属元素与非金属元素形成的化学键不一定是离子键。如BeCl2、AlCl3等都含有共价键,它们是共价化合物。(2)由阳离子和阴离子结合形成的化合物不一定是离子化合物。如H+OH-H2O,2H+CCO2+H2O。(3)由两种共价化合物结合形成的化合物不一定是共价化合物。如NH3+HClNH4Cl。(4)有化学键被破坏的变化不一定是化学变化。如HCl溶于水,NaCl熔化等都有化学键被破坏,但都属于物理变化。(5)用化学键强弱可解释物质的化学性质,也可解释物质的物理性质。根据不同的物质类型,有的物质

14、发生物理变化时要克服化学键。如比较金刚石、晶体硅的熔点高低要用化学键强弱来解释。而HF、HCl、HBr、HI中的化学键强弱只能解释其化学性质,它们的物理性质与HX键的强弱无关。23O3.电子式电子式是表示物质结构的一种式子,其写法是在元素符号的周围用“”或“”等表示原子或离子的最外层电子,并用“n+”或“n-”(n为正整数)表示离子所带电荷。书写时要注意以下几点:(1)同一个式子中同一元素原子的电子要用同一符号表示,都用“”或“”。如Mg不能写成Mg。(2)主族元素的简单离子中,阳离子的电子式就是离子符号。如Mg2+既是镁离子符号,也是镁离子的电子式。阴离子的最外层一般是8电子稳定结构,在表示

15、电子的符号外加方括号,方括号的右上角标明所带电荷。(3)离子化合物中阴、阳离子个数比不是1 1时,要注意每一个离子都与带相反电荷的离子直接相邻的原则。如MgCl2的电子式为-Mg2+-,不能写成或(4)写双原子分子的非金属单质的电子式时,要注意共用电子对的数目和表示方法。(5)要注意共价化合物与离子化合物电子式的区别。前者不加方括号,不写表示电荷的符号,后者阴离子和复杂阳离子(如N)加方括号,方括号外写表示电荷的符号。如H2O的电子式为,不能写成。二、分子间作用力和氢键1.分子间作用力(1)概念:分子间存在着将分子聚集在一起的作用力,这种作用力称为分子间作用力,分子间作用力包括范德华力和氢键。

16、(2)特征1)分子间作用力比化学键弱得多,比化学键小12个数量级。2)分子间作用力主要影响物质的熔、沸点和溶解性等物4H理性质,而化学键主要影响物质的化学性质。如水从液态转化为气态只需要克服分子间作用力,不需要破坏化学键。一般地,组成和结构相似的由分子构成的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越强,熔、沸点越高。(3)存在一般存在于大多数共价化合物和非金属单质的分子之间,如H2O、P4等;也可以存在于混合物的不同分子间,如液态空气中N2和O2分子之间。2.氢键(1)概念:分子间存在着一种比范德华力稍强的相互作用即氢键。(2)形成条件:除H原子外,形成氢键的原子通常是N、O、F。(3)存在作用:

17、分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。(4)实例:水分子间的氢键,是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子之间所形成的分子间作用力。水分子间的氢键使水分子间作用力增强,因此水有较高的沸点。在冰晶体中,水分子间形成的氢键比液态水中形成的氢键多,水分子间所形成的氢键使冰的微观结构里存在较大的空隙,因此,相同温度下冰的密度比水小。除水以外,NH3、HF、C2H5OH分子间也存在着氢键,因此它们的熔、沸点等明显高于组成、结构相似的同主族其他元素的化合物。CO2H2ONH3CH4球棍模型比例模型空间构型直线形V形三角锥形正四面体形3.常见共价分子的结构模型和空间构型三、常见晶体的类型及性质1.离子晶

18、体(1)构成离子晶体的基本微粒是阴、阳离子,不存在单个的分子,因此离子晶体只能以化学式表示,而无分子式,在化学式中也只能表示阴、阳离子的个数比。(2)离子晶体是通过较强的离子键形成的,破坏它需较高的能量,因此离子晶体的熔、沸点较高。2.原子晶体和分子晶体(1)构成原子晶体的微粒是原子,其化学式也只能表示各原子的个数比。(2)分子晶体中有真正的分子存在。分子与分子之间依靠分子间作用力结合在一起,在分子内部则是原子之间通过共价键结合在一起(稀有气体分子除外)。晶体微粒的空间排列晶体类型构成晶体的微粒微粒间的相互作用力NaCl离子晶体Na+、Cl-(离子)离子键金刚石原子晶体碳原子共价键足球烯分子晶

19、体C60分子分子间作用力干冰分子晶体CO2分子分子间作用力石英原子晶体Si、O原子共价键3.几种重要物质的晶体结构4.四类晶体的比较离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体结构组成粒子阴、阳离子分子原子金属阳离子和自由电子粒子间作用离子键分子间作用力共价键金属键物理性质熔、沸点较高低很高有高有低硬度硬而脆小大有大有小,有延展性溶解性易溶于极性溶剂,难溶于非极性溶剂极性分子易溶于极性溶剂难溶(钠等与水反应)导电性晶体不导电;能溶于水的,其水溶液导电;熔融态导电晶体不导电;溶于水后能电离的,其水溶液可导电;熔融态不导电不良(如半导体Si)良导体(导电、传热)典型实例NaCl、NaOH、Na2O、CaCO3

20、干冰、白磷、冰、硫黄金刚石、SiO2、晶体硅、SiCNa、Mg、Al、Fe、Cu、Zn方法方法1电子数相等的微粒的书写方法电子数相等的微粒的书写方法1.核外电子数相等的微粒的书写(1)首先要找出与所要书写微粒具有相同电子数的稀有气体元素的原子。(2)然后根据“阴上阳下稀居中”的思维顺序,找出与稀有气体元素同周期的阴离子和其下周期的阳离子。(3)写出阴离子所对应的元素的氢化物分子。(4)若氢化物能自偶电离,则写出其电离生成的离子。如水可电离生成H3O+和OH-,氨能电离生成N和N。(5)再写出特殊情况的等电子微粒。如18电子微粒:基团F、OH、NH2、CH3(均含9个电子),两个自身合并或两两之

21、间组合即可得出答案。4H2H突破方法2.常见的电子数相等的微粒(1)“10电子”的微粒分子离子一核10电子NeN3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+二核10电子HFOH-三核10电子H2ON四核10电子NH3H3O+五核10电子CH4N2H4H(2)“18电子”的微粒(3)其他等电子数的微粒“9电子”的微粒:F、OH、NH2、CH3(取代基)“14电子”的微粒:Si、N2、CO、C2H2“2电子”的微粒:He、H-、Li+、Be2+、H2分子离子一核18电子ArK+、Ca2+、Cl-、S2-二核18电子F2、HCl、HS-三核18电子H2S四核18电子PH3、H2O2五核18电子Si

22、H4、CH3F、NH2OH六核18电子N2H4、CH3OH其他微粒C2H6、CH3NH2N2、N222O5H26H(4)质子数及核外电子总数均相等的微粒Na+、N、H3O+;HS-、Cl-;F-、OH-、N;N2、CO、C2H2等。例例1(2017浙江温州中学高二测试)甲、乙、丙、丁四种物质分别含2种或3种元素,它们的分子中各含18个电子。甲是气态氢化物,在水中分步电离出两种阴离子。下列推断合理的是()A.某钠盐溶液含甲电离出的阴离子,则该溶液显碱性,只能与酸反应B.乙与氧气的摩尔质量相同,则乙一定含有极性键和非极性键C.丙中含有第二周期A族的元素,则丙一定是甲烷的同系物D.丁和甲中各元素质量

23、比相同,则丁中一定含有-1价的元素解析解析甲是18电子的氢化物,且为二元弱酸,不难得出甲为H2S,硫元素的钠盐溶液若为NaHS溶液,其中含有S2-、HS-、OH-,NaHS既能与盐酸等4H2H反应生成H2S,也能与NaOH反应生成Na2S,故A错误;氧气的摩尔质量为32g/mol,乙的摩尔质量也为32g/mol,且含有18电子,CH3OH符合,CH3OH中只含有极性键无非极性键,故B错误;第二周期A族元素为C,如C2H6、CH3OH符合,但CH3OH不是CH4的同系物,故C错误;H2S中H、S元素的质量比为1 16,H2O2中H、O元素的质量比也为1 16,H2O2中氧元素的价态为-1价,丁为

24、H2O2,D正确。答案答案D1-1A+、B+、C-、D、E五种粒子(分子或离子)中,每个粒子均有10个电子,已知:A+C-D+E;B+C-2D。请回答:(1)C-的电子式是。(2)五种粒子中具有相同空间构型的粒子是和,A+中的键角为。(3)分别写出A+和D反应、B+和E反应的离子方程式:、。(4)除D、E外,请再写出两种含10个电子的分子的分子式:。(5)除A+、B+外,请再写出两种含10个电子的阳离子:。答案答案(1)H-(2)NH3H3O+109.5(3)N+H2ONH3H2O+H+H3O+NH3N+H2O(4)CH4、Ne(其他合理答案也可)(5)Na+、Mg2+(其他合理答案也可)解析

25、解析依据已有的元素与化合物知识可知,常见的10电子的粒子中,阴离子有F-、OH-、N3-、O2-、N;阳离子有Na+、Mg2+、Al3+、N、H3O+;分子有Ne、CH4、NH3、H2O、HF。根据题意:A+C-D+E,推知A+应为N,C-为OH-、D为H2O、E为NH3,将结果代入B+C-2D,推得B+为H3O+。4H4H2H4H4H方法方法2化学键与物质类别关系的判断化学键与物质类别关系的判断化学键类型成键微粒物质类型实例不存在化学键单质稀有气体分子只含离子键阴、阳离子离子化合物多数金属卤化物,如NaCl、MgBr2某些低价金属氧化物,如Na2O、MgO某些金属硫化物,如Na2S、MgS一

26、些固态金属氢化物,如NaH、CaH2只含共价键原子共价化合物非金属氢化物,如HCl、NH3、H2S、H2O非金属氧化物,如CO2、SiO2其他一些非金属化合物,如PCl3、SiC一些含氧酸,如HNO3、H2SO4过氧化氢(H2O2)和大量有机物,如C2H6、C2H5OH等只含共价键原子单质一些非金属单质,如Cl2、H2、N2、金刚石、硅含有离子键和共价键阴、阳离子(有原子团或根)离子化合物一些氢氧化物,如NaOH、Ba(OH)2活泼金属的过氧化物,如Na2O2一些金属的含氧酸盐,如KNO3一些铵盐,如NH4Cl有机酸形成的盐,如CH3COON-a、CH3COONH4注意(1)离子化合物中一定含

27、有离子键,可能含有共价键。(2)共价化合物中一定含有共价键,一定不含离子键。(3)不含化学键的物质:稀有气体。(4)含阳离子的晶体不一定含有阴离子(金属晶体由金属阳离子和自由电子构成);但含阴离子的晶体一定含有阳离子。(5)离子化合物不一定含金属元素,如NH4Cl。(6)含金属元素的化合物不一定是离子化合物,如AlCl3。例例2(2017浙江象山中学月考)化学键使得一百多种元素构成了世界的万物。关于化学键的下列叙述中,正确的是()A.离子化合物中一定含有共价键,共价化合物中不含离子键B.共价化合物中可能含离子键,离子化合物中只含离子键C.构成单质分子的粒子间一定含有共价键D.只由非金属元素组成

28、的化合物中可能既含离子键又含共价键解析解析离子化合物必含离子键,不一定含有共价键,但共价化合物必含共价键,一定不含离子键,A、B项错误;稀有气体不含共价键,C项错误;只由非金属元素组成的化合物中可能既含离子键又含共价键,如NH4Cl中既含离子键又含共价键,D项正确。答案答案D2-1下列说法正确的是()非金属元素构成的单质中一定存在共价键;非金属元素之间形成的化合物一定是共价化合物;非金属元素的气态氢化物中一定存在极性共价键;离子化合物中一定含有离子键;金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物;在一种化合物中只能存在一种类型的化学键;含共价键的化合物不一定是共价化合物;含离子键的化合物一

29、定是离子化合物;氯化钠和HCl溶于水都发生电离,克服的粒子间作用力类型相同。A.B.C.D.答案答案A解析解析稀有气体元素形成的单质中不存在共价键;NH4Cl为非金属元素形成的化合物,但它是离子化合物;AlCl3为共价化合物;Na2O2中既有共价键又有离子键;NaCl属于离子化合物,HCl属于共价化合物,两者溶于水后发生电离,克服的粒子间作用力类型不同,故错误。方法方法3比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的方法比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的方法1.比较元素金属性强弱的方法(1)金属与水(或酸)的反应越容易,其对应元素的金属性越强。(2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则对应金属元素的金

30、属性越强。(3)在金属活动性顺序中,金属的位置越靠前,一般而言,其金属性越强。(4)同一周期金属元素越靠前,其金属性越强;同一主族金属越靠下,对应元素的金属性越强。(5)金属与盐溶液的置换反应,若A能置换出B,则A元素的金属性强于B元素。(6)一般金属阳离子的氧化能力越强,则对应金属单质的还原性越弱。(注:氧化性Fe3+Cu2+Fe2+,但还原性FeCu)(7)电化学原理:不同金属形成原电池时,通常作负极的金属性强;在电解池中的惰性电极上,先析出的金属性弱。2.比较元素非金属性强弱的方法(1)非金属单质与H2越易化合,则其对应元素的非金属性越强。(2)形成的氢化物越稳定,则其对应元素的非金属性

31、越强。(3)最高价氧化物对应水化物的酸性越强,其对应元素的非金属性越强。(4)非金属之间的相互置换,若A能置换出B,则A元素的非金属性强于B元素。(5)同一周期非金属元素越靠后,其非金属性越强;同一主族非金属元素越靠上,其非金属性越强。例例3下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强的事实是()HCl比H2S稳定HClO的氧化性比H2SO4强HClO4的酸性比H2SO4强Cl2能与H2S反应生成SCl原子最外层有7个电子,S原子最外层有6个电子Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeSA.B.C.D.解析解析非金属元素气态氢化物的稳定性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,

32、则其非金属性越强,项能说明;中氯气能置换出硫,说明氯元素的非金属性比硫元素强;Cl2、S与Fe反应分别生成FeCl3、FeS,说明Cl2获取电子的能力比S强,说明氯元素的非金属性比硫元素强。答案答案A3-1X、Y是元素周期表第A族中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是()A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多B.X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C.X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D.Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来答案答案C解析解析根据同主族元素性质的递变规律可知电子层数越多,非金属性越弱,A不正确;氢化物熔、沸点的高低与元素非金属性的强弱无关,B不正确;对于非金属

33、元素,气态氢化物的稳定性越高,最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,则其非金属性越强,C正确;氧化还原反应中,氧化性:氧化剂氧化产物,D项中,Y的氧化性强于X,说明Y的非金属性强于X。方法方法4微粒半径大小的比较方法微粒半径大小的比较方法1.同周期元素的微粒同周期元素(稀有气体元素除外)的原子或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小,如NaMgAl,Na+Mg2+Al3+。2.同主族元素的微粒同主族元素的原子或离子的半径随核电荷数增大而逐渐增大,如LiNaK,Li+Na+F-Na+Mg2+Al3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期主族元素形成的阳离子有此规律)。4.同种元素形成的微粒同种元

34、素形成的微粒半径大小为:阳离子中性原子阴离子;价态越高微粒半径越小,如Fe3+Fe2+Fe,H+HH-。5.核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较,如比较Al3+与S2-的半径大小,可找出与Al3+电子数相同、与S同主族的氧元素的阴离子O2-进行比较,Al3+O2-,且O2-S2-,故Al3+r(T2-)B.R的氧化物对应的水化物可能具有两性C.X单质在氧气中燃烧生成XO3D.L、X形成的简单离子核外电子数相等解析解析由化合价可知L、R为第A族元素,M为第A族元素,X、T为第A族元素,再结合原子半径数据可确定L为Mg,M为Al,X为S,R为Be,T为O。离子半径:r(Al3+

35、)A+C-D2-;C-D2-A+B2+;B2+A+D2-C-;D2-C-A+B2+。四种离子的半径由大到小的顺序是()A.B.C.D.答案答案B解析解析四种离子A+、B2+、C-、D2-的电子层结构相同,故原子序数由大到小的顺序为BACD,则离子半径由大到小的顺序为D2-C-A+B2-。方法方法5推断元素的思路和方法推断元素的思路和方法1.根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件,可推算原子序数,判断元素在元素周期表中的位置等,基本思路如下:2.推断元素的常见“题眼”(突破口)(1)微粒的电子层结构特征一般地,稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同,与下一

36、周期的主族金属元素形成的阳离子的电子层结构相同:与He原子电子层结构相同的离子有H-、Li+、Be2+;与Ne原子电子层结构相同的离子有F-、O2-、Na+、Mg2+、Al3+等;与Ar原子电子层结构相同的离子有Cl-、S2-、K+、Ca2+等。(2)周期表中特殊位置的常见元素a.族序数等于周期数的元素:H、Be、Al、Ge等。b.族序数等于周期数2倍的元素:C、S。c.族序数等于周期数3倍的元素:O。d.周期数是族序数2倍的元素:Li、Ca等。e.周期数是族序数3倍的元素:Na、Ba。f.最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素:C、Si。g.最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素:S。h

37、.除H外,原子半径最小的元素:F。i.短周期中离子半径最大的元素:P。(3)常见元素及其化合物的特性a.形成化合物种类最多的元素:C;自然界中硬度最大的物质:金刚石;碳的气态氢化物中氢的质量分数最高的物质:CH4。b.空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:N。c.地壳中含量最多的元素:O。d.单质最轻的元素:H;单质最轻的金属元素:Li。e.单质在常温下呈液态的非金属元素:Br;金属元素:Hg。f.最高价氧化物及最高价氧化物对应水化物既能与强酸反应,又能与强碱反应的元素:Al。g.元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物能起化合反应的元素:N;能起氧化还原反应的元素:S。h.

38、元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素:Li、Na、F。例例5(2017浙江11月选考,13,2分)Q、X、Y和Z为短周期元素,它们在周期表中的位置如图所示,这4种元素的原子最外层电子数之和为22。下列说法正确的是()XYQZA.Y的原子半径比X的大B.Q的最高价氧化物的水化物的酸性比Z的强C.X、Y和氢3种元素形成的化合物中都只有共价键D.Q的单质具有半导体的性质,Q与Z可形成化合物QZ4解析解析设X原子的最外层电子数为n,由4种元素在周期表中的位置可知,Q、Y、Z原子的最外层电子数分别为(n-1)、(n+1)、(n+2),依题意有:n+(n-1)+(n+1)+(n+2)=22,解

39、得n=5,故Q、X、Y和Z分别是Si、N、O、Cl。O的原子半径比N的小,A错误;H4SiO4(或H2SiO3)的酸性比HClO4的弱,B错误;X、Y和氢3种元素形成的化合物如NH4NO3中既有共价键,又有离子键,C错误;单质硅具有半导体的性质,Si与Cl可形成化合物SiCl4,D正确。答案答案D5-1(2017浙江名校协作体高三8月期始联考,14)短周期元素W、X、Y、Z在元素周期表中的相对位置如下表所示,这四种元素的原子最外层电子数之和为19。下列说法正确的是()XYWZA.氢化物的沸点:YWC.工业上用电解熔融的W与Y所形成的化合物来制取WD.W可与X和Y形成的一种化合物发生反应答案答案D解析解析设X原子的最外层电子数为n,由四种元素在周期表中的相对位置可知,Y、Z、W原子的最外层电子数分别为(n+2)、(n+3)、(n-2),依题意有n+(n+2)+(n+3)+(n-2)=19,解得n=4,故X、Y、Z、W分别为C、O、Cl、Mg。氢化物的沸点:H2OHCl,A错误;原子半径大小:OMg,B错误;MgO熔点高,熔化时能耗高,工业上用电解熔融的MgCl2制取Mg,C错误;Mg在CO2中可以燃烧,D正确。