2013届高三一轮复习化学教案 第5章 元素周期律
文档属性
| 名称 | 2013届高三一轮复习化学教案 第5章 元素周期律 |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 572.7KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | |||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2012-11-10 20:06:49 | ||
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文档简介
第五章 元素周期律
第一课时 元素周期表
复习目标：
1、掌握元素周期表的结构、原子结构。
2、了解原子结构与元素在周期表中的位置关系。
基础知识：
一、元素周期表
1、元素周期表的编排原则
（1）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横行。
（2）纵行：把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序，由上而下排成纵行。
2．元素周期表的结构
(1)周期（七个横行，七个周期）
短周期
长周期
序号
一
二
三
四
五
六
七
元素种数
2
8
8
18
18
32
不完全周期最多容纳 32 种元素
0族元素原子序数
2
10
18
36
54
86
(2)族（18个纵行，16个族）
主族
列序
1
2
13
14
15
16
17
族序
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
副族
列序
3
4
5
6
7
11
12
族序
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
第Ⅷ族
第 8、9、10 共3个纵行
0族
第 18 纵行
3．元素周期表的分区
按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为s区、d区、ds、p区、f区，各区分别包括ⅠA、Ⅱ族元素、ⅢB～Ⅷ族元素、ⅠB、ⅡB族元素、ⅢA～ⅦA族和0族元素、镧系和锕系元素，其中s区(H除外)d区、ds区和f区的元素都为金属。
【注意】 根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道的所属能级不同，将元素周期表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。
元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。
分区
价层电子的电子排布式
s区
Ns1～2
p区
ns2np1～6
d区
(n－1)d1～9ns1～2
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f1～14(n－1)d0～2ns2
★☆元素周期表
1．元素周期表结构的记忆
(1)七个横行七周期，三短三长一不全。即一、二、三周期为短周期，长周期为四、五、六、七，其中第七周期还未填满。
(2)18纵行16族，7主7副0和Ⅷ。
2．元素周期表中的几个特殊区域
(1)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行共六十多种元素，通称为过渡元素，这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。
(2)主、副族的交界：ⅡA族后是第ⅢB族，ⅡB族后是ⅢA族。
(3)镧系元素：在第六周期，第ⅢB族中共有15种元素，是57号元素镧到71号元素镥，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称镧系元素。
(4)锕系元素：在第七周期，第ⅢB族中共有15种元素，是89号元素锕到103号元素铹，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称锕系元素。
(5)第Ⅷ族：在元素周期表中第8、9、10三个纵行统称第Ⅷ族。
3．元素原子序数的确定
(1)依据主族元素在周期表中的位置
对于主族元素，电子层数＝周期数，最外层电子数＝主族序数，所以知道元素在周期表中的位置，即能画出其原子结构示意图，从而确定其原子序数。如某元素的位置为第四周期第ⅦA族，其原子结构
示意图为 ?，则原子序数Z为35。
(2)利用同主族相邻两元素原子序数的关系
①元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目。
②元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
(3)利用同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数的关系
设ⅡA族、ⅢA族元素原子序数分别为x、y，
则有y=x+1（第二、三周期）
y=x+11（第四、五周期）
y=x+25（第六、七周期）
4．已知元素的原子序数确定其在元素周期表中的位置
方法：利用稀有气体的原子序数来确定。第一至第七周期中稀有气体的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118。
例如：(1)35号元素(相邻近的是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。
(2)87号元素(相邻近的是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Cs元素。
【例1、2】
例题精讲：
【例1】(1)甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是 。
A.x+2 B.x+4 C.x+8 D.x+18
(2)若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数分别是为m和n，则下列关于m和n的关系不正确的是 。
A．n=m+1 B．n=m+18 C．n=m+25 D．n=m+11
〖解析〗 (1)同主族的两种元素①第一、二周期元素，原子序数相差2。
②第二、三周期元素，原子序数相差8。
③第四、五周期元素，原子序数相差18。
④第六、七周期元素，原子序数相差32。
故绝不可能相差4。
（2）同周期ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数之差：
①第二、三周期，原子序数差为1;
②第四、五周期，原子序数差为11；
③第六周期，原子序数差为25。
故绝不可能相差18。
〖答案〗 (1)B (2)B
【例2】A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如下图所示。A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。B原子核内质子数和中子数相等。
A
?
C
?
B
?
(1)写出A、B、C三种元素的名称：_______、______、________。
(2)B位于元素周期表中第________周期第________族。
(3)C的原子结构示意图为________，C的单质与H2O反应的化学方程式为
(4)写出A的气态氢化物与B的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式
〖导航〗 解答该题要利用A、B、C三种元素在元素周期表中的位置特点，结合条件“Z(B)＝Z(A)＋Z(C)”即可推断出B元素，其他问题迎刃而解。
〖解析〗 (1)根据图示，A、B、C一定在ⅢA族元素之后，又因Z(B)＝Z(A)＋Z(C)，设Z(B)＝b，则有b＝[(b－8)－1]＋[(b－8)＋1]，即b＝16，即B为16S，则A为N，C为F。
(2)S在元素周期表中第三周期第ⅥA族。
(3)F的原子结构示意图为?? ?，F2与H2O反应的化学方程式为2F2＋2H2O=4HF＋O2。
(4)NH3与H2SO4反应的化学方程式为：
2NH3＋H2SO4=(NH4)2SO4(或NH3＋H2SO4===NH4HSO4)。
〖答案〗 (1)氮 硫 氟 (2)三 ⅥA (3)? ?2F2＋2H2O==4HF＋O2
(4)2NH3＋H2SO4===(NH4)2SO4(或NH3＋H2SO4=NH4HSO4)
第五章 元素周期律
第二课时 原子结构与组成微粒间的关系
复习目标：
1、了解原子的组成及组成微粒间的关系。
2、掌握原子结构示意图、电子排布式、电子排布图等表示方法。
基础知识：
一、原子结构
1．原子的构成
(1)原子的组成
(2)符号中各数字的含义
(3)组成原子的各种微粒及相互关系
①质子数（Z）= 核电荷数 = 原子序数
②质量数（A）= 质子数（Z） + 中子数（N）
③阳离子的核外电子数=质子数-所带电荷数
④阴离子的核外电子数=质子数+所带电荷数
注：①有质子的微粒不一定有中子如 。
②有质子的微粒不一定有电子如H+。
③质子数相同的微粒不一定属于同一种元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。
④任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如F无正价，Na、Mg、Al等无负价。
2．元素、核素、同位素
元素
核素
同位素
概念
具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子
质子数相同而中子数不同的原子或同一元素的不同核素
范围
宏观概念，对同一类原子而言，既有游离态又有化合态
微观概念，对某种元素的一种原子而言
微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子的种类多余元素的种类
特性
主要通过形成的单质或化合物来体现
不同的核素可能质子数相同、或中子数相同、或质量数相同，或各类数均不同。
同位素质量数不同，物理性质有差异，化学性质相同。
实例
H、O
H、H、N、C、Mg是不同的核素
H、H、H为氢的同位素
【例1】
3．几种“相对原子质量”
（1）同位素的相对原子质量的计算式：Mr=
（2）同位素的近似相对原子质量，数值上约等于该同位素原子的相对质量。
（3）元素的相对原子质量是根据各种同位素的相对原子质量和他们在自然界中所占的原子个数百分含量计算的结果。
=A×a%+ B×b%+ C×c%……
【例2】
3、核外电子排布
（1）排布方式
分层排布，电子层由里到外依次是：第一、二、……、七层，符号分别对应：K、L、M、N、O、P、Q。
(2)排布规律
①电子是在原子核外距核由近及远，能量由低至高的不同电子层上分层排布。
②每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)。
③电子一般总是先排在能量低 的电子层里，即最先排在 K层，当 K 层排满后，再排 L 层，依此类推。
④最外层电子数不超过8个(或 2个)，次外层不超过18个，倒数第3层不超过32个。
4、构造原理 能量最低原理
(1)能层与能级
①能层
多电子原子的核外电子的能量是不同的。按电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。原子核外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为2n2。
②能级
多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成能级。
(2)构造原理
随着原子核电荷数的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
【思考】 核外电子排布完全依照电子层顺序排列吗？
核外电子排布的规律并不完全依据电子层顺序，而是按能级顺序进行的。
(3)能量最低原理、基态与激发态光谱
①能量最低原理
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。
②基态与激发态
原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。
③光谱
光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
(4)电子云与原子轨道
①电子云
电子云是电子在核外空间各处出现概率的形象化描述。黑点密的地方表示电子出现的概率大，黑点疏的地方表示电子出现的概率小。
②原子轨道
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
球形
1
p
纺锤形
3
③泡利原理和洪特规则
A．泡利原理
条件：当电子在同一个轨道中排布时；
结论：1个轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。
B．洪特规则
条件：当电子排布在同一能级的不同轨道时；
结论：总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。
C．基态原子的核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：能量最低原理、泡利原理、洪特规则。
★☆表示原子结构和组成的常见化学用语
1．原子结构示意图
可表示核外电子的分层排布和核内质子数，如
2．电子式
可表示原子最外层电子数目，如 。
3．核素符号
侧重表示原子核的组成，它告诉人们该原子核内的质子数和质量数,并推及中子数和核外电子数，如O
4．电子排布式
（1）用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。例如：K：1s22s22p63s23p64s1。
（2）为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：K：[Ar]4s1。
（3）有少数元素的基态原子的电子排布相对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
例如： Cr：1s22s22p63s23p63d44s2(×)
Cr：1s22s22p63s23p63d54s1(√)
5．电子排布图
用方框表示一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氮原子的电子排布图为：
【例3、4】
典型例题：
【例1】(2008年高考广东卷)2007年诺贝尔化学奖得主Gerhard Ertl对金属Pt表面催化氧化CO反应的模型进行了深入研究。下列关于Pt和Pt的说法正确的是( )
A．Pt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素
B．Pt和Pt的中子数相同，互称为同位素
C．Pt和Pt的质子数相同，互称为同位素
D．Pt和Pt的质量数相同，不能互称为同位素
〖答案〗 C
【例2】一个12C原子的质量为aKg，一个12C16O2分子的质量为bKg，若以12C16O2中的一个氧原子质量的作为相对原子质量的标准，则12C16O2的相对分子质量为 （）
A． B． C． D．
〖答案〗 B
【例3】(2008年海南高考)在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是( )
A．最易失去的电子能量最高
B．电离能最小的电子能量最高
C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D．在离核最近区域内运动的电子能量最低
〖解析〗原子在反应中失去的电子应是离核最远的外层电子，其能量最高，A正确，B项，电离能最小的电子离原子核最远，受原子核的吸引力最小，能量最高，B正确；处于高能层中的s轨道电子的能量要比处于较低能层中p轨道电子的能量高，C错误；能量越低的电子尽量排布在离原子核越近的轨道上，D正确。
〖答案〗 C
【例4】下列各种基态原子的核外电子排布式中，正确的是 ( )
A．1s22s12p1 B．1s22s22p33s1 C．1s22s22p63s14s1 D．1s22s22p63s23p64s1
〖答案〗 D
第五章 物质结构 元素周期律
第三课时 元素周期律
复习目标：
1、掌握元素周期律的本质、内容。能根据元素周期确定元素的性质。
2、深入了解“位-构-性”的关系。
基础知识：
1．概念
元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。
2．实质
元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。
3．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的某些性质相似，如Li和Mg，Be和Al。
4．元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律
项目
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
最外层电子数
由1递增到7
相同
主要化合价
最高正价由+1→+7（O、F除外）
负价由-4→-1
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（惰性气体除外）
逐渐增大
金属性与
非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
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
非金属的
气态氢化物
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
得失电子能力
得电子能力逐渐增强
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱
失电子能力逐渐增强
第一电离能
逐渐增大（特例：Be>B,N>O,
Mg>Al，P>S）
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
5．电离能
（1）第一电离能：气态电中性基态原子 失去一个电子 转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
（3）变化规律：
①同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，但某些地方出现曲折变化，如Be >B，N >O， Mg > Al，P >S。
②同一族从上到下元素的第一电离能变小。
6．电负性
（1）键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。
（2）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
（3）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。
（4）变化规律
①同周期从左到右元素的电负性逐渐增大。
②同主族从上到下元素的电负性逐渐变小。
（5）应用
①判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性>1.8;金属的电负性<1.8;类金属的电负性在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。
②判断化学键的类型：元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
【例1、2】
7．实例
（1）碱金属
①碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系
元素
Li Na K Rb Cs
相似性
结构
原子的最外层都只有 1个电子
化学性质
都表现出较强的 还原 性：如能够与氧气等非金属单质反应；能够置换水中的氢等。反应产物中，碱金属元素的化合价都是 +1 。
递变性
结构
从Li→Cs，核外电子层数逐渐 增多，原子半径依次 增大 ，原子核对最外层电子的吸引力逐渐 减小 ，因此元素的原子失去电子的能力逐渐 增强。
化学性质
从Li→Cs，元素的金属性逐渐 .
①与氧气的反应越来越剧烈，且产物越来越复杂
②与水反应置换出水中的氢越来越容易
②单质物理性质的比较
A．碱金属元素的单质一般呈 银白 色，密度 小 ，熔、沸点 低，导电、导热性 良好 。
B．递变性：从Li→Cs，碱金属的密度逐渐 增大 ，熔沸点逐渐 降低 。
C．碱金属元素单质的个性特点：铯略带金黄色；密度：Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小于H2O；熔点：Li大于100 ℃。
（2）卤素
①原子结构特点
相同点：最外层都是 7 个电子。
不同点：按F、Cl、Br、I的顺序，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。
②卤素单质的物理性质递变规律
按F2、Cl2、Br2、I2的顺序：颜色逐渐变深；熔、沸点逐渐升高 ；密度逐渐 增大。
③卤素单质的化学性质
?
F2
Cl2
Br2
I2
与H2化合
H2＋X2=2HX
冷暗处爆炸化合，生成的HF很稳定
强光下爆炸化合，生成的HCl稳定
高温下缓慢化合，生成的HBr较不稳定
持续加热缓慢化合，生成的HI不稳定
与H2O反应
2F2＋2H2O=
=4HF＋O2
Cl2＋H2O=
=HCl＋HClO
与水反应，但较氯气缓慢
与水只起微弱反应
置换反应
?
Cl2＋2NaBr=
=2NaCl＋Br2
Br2＋2NaI= =2NaBr＋I2
不能把其他卤素从它们的卤化物中置换出来
结论
非金属性逐渐减弱
★☆判断元素金属性、非金属性强弱的方法
1．根据元素在周期表中的位置
2．根据金属活动性顺序表
金属的位置越靠前，其金属性越强。
3．根据实验
(1)元素金属性强弱的比较
①根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。
②根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。
③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强（Fe对应的是Fe2+，而不是Fe3+）。
④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。
⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素不活泼。
(2)元素非金属性强弱的比较
①根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则其对应元素的非金属性越强。
②根据形成的氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。
③根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。
④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。
⑤根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。
【特别提醒】
(1)元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素的原子得失电子的难易，而不是得失电子的多少。如Mg比Na失电子数多，但Na比Mg失电子更容易，故Na的金属性比Mg强。
(2)根据产物中元素化合价的高低可比较元素金属性和非金属性的强弱，例如 2Fe+3Cl2=2FeCl3，Fe+S=FeS,则元素非金属性Cl>S。
(3)用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高价含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4>H3PO4可判断非金属性：S>P；但酸性H2SO4>HClO，HCl>H2S，均不能用于判断元素非金属性强弱。
【例3】
★☆微粒半径的大小比较规律
1．同周期元素的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。如：Na>Mg>Al>Si（稀有气体的原子半径不参与比较）。
2．同主族元素原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。如： Li3．同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：Na+>Mg2+>Al3+。
4．同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：P3->S2->Cl-。
5．同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。如：第ⅠA族中：Na+6．同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：第ⅦA族中：F-7．阳离子半径总比相应原子半径小。如：Na+8．阴离子半径总比相应原子半径大。如：S2->S，Br->Br。
9．电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：S2->Cl->K+>Ca2+，Al3+10．同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。如：Fe>Fe2+>Fe3+，H->H>H+。
【例4】
例题精讲：
【例1】下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是 ( )
A．O〖解析〗A选项元素属于同一主族,电负性从上到下依次减小；B选项元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大；C、D两个选项元素的相对位置如下图所示：
C:
O
F
D:
Na
Mg
Al
P
S
k
周期表中，右上角元素（惰性元素除外）的电负性最大，左下角元素电负性最小。
【例2】下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据： 试回答下列问题：
(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是________(填编号)。
(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是________(写分子式)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________，它是一种重要的结构材料，推测它应是属于____________晶体；元素①的原子价电子排布式是______________。
(3)①⑥⑦⑩四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是______________(填化学式)。
(4)③和⑨两元素比较，非金属性较弱的是_______(填名称)，可以验证你的结论的是下列中的________(填序号)。
A．气态氢化物的挥发性和稳定性
B．单质分子中的键能
C．两元素的电负性
D．含氧酸的酸性
E．氢化物中X—H键的键长(X代表③和⑨两元素)
F．两单质在自然界的存在形式
〖解析〗由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，可推出①S，②K，③O，④Al，⑤C，⑥P，⑦Cl，⑧Na，⑨N，⑩Si。
(1)在同一周期中，自左至右元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小；故在10种元素中，第一电离能最小的是②K。
(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8e-稳定结构；元素⑨和⑩形成的化合物Si3N4属于原子晶体；S元素的原子价电子排布式是3s23p4。
(3)元素的非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，非金属性强弱为Cl>S>P>Si，故其氢化物稳定性为HCl>H2S>PH3>SiH4。
(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。
〖答案〗 (1)② (2)PCl3、CCl4 Si3N4 原子 3s23p4 (3)HCl>H2S>PH3>SiH4 (4)氮元素 CE
【例3】下列推断正确的是 （ ）
A．根据同浓度的两元素含氧酸钠盐（正盐）溶液的碱性强弱，可判断该两元素非金属性的强弱
B．根据同主族两非金属元素氢化物沸点高低，可判断该两元素非金属性的强弱
C．根据相同条件下两主族金属单质与水反应的难易，可判断两元素金属性的强弱
D．根据两主族金属原子最外层电子数的多少，可判断两元素金属性的强弱
〖解析〗元素非金属性的强弱与最高价含氧酸的酸性对应，A错；氢化物沸点高低与元素的非金属性强弱没有必然联系，B错；当电子层数相同时，才可以根据最外层电子数的多少判断金属性的强弱，D错。
〖答案〗C
【例3】 已知1~18号元素的离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是 （ ）
A．质子数c>d B．离子的还原性Y2->Z-
C．氢化物的稳定性H2Y>HZ D．原子半径X〖解析〗 因四种离子的电子层结构相同，所以质子数a、b、c、d的大小关系应为a>b>d>c，所以氢化物稳定性应为HZ>H2Y，原子半径大小关系应为X>W，故选B。
【规律总结】 在中学要求范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小：
一看电子层数：在电子层数不同时，电子层数越多，半径越大；
二看核电荷数：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；
三看电子数：在电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大。
①此规律对于原子、离子之间的半径比较均适用；
②稀有气体元素的原子半径与同周期中相邻非金属原子半径不具有可比性，因测定依据不同。 第五章 物质结构 元素周期律
第四课时 元素周期律与元素周期表综合应用
复习目标：
1、掌握元素周期表和元素周期律综合应用的问题。
2、能够解决原子结构、元素周期律综合性问题解题的方法。
基础知识：
1．元素的分区
虚线两边 的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。
2．元素周期律和元素周期表的应用
(1)根据周期表中的位置寻找未知元素。
(2)预测元素的性质（由递变规律推测）。
①比较不同周期、不同主族元素的性质。
如金属性Mg>Al，Ca>Mg，则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Mg(OH)2；
②推测未知元素的某些性质。
如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2 溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹（At）应为 色固体，与氢 化合，HAt不稳定，水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质。
①在周期表中 寻找半导体材料；②在周期表中的 附近探索研制农药的材料；③在 中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。
★☆“位”、“构”、“性”三者之间的关系
1．“位”、“构”、“性”三者的关系可表示如下
（1）原子结构与元素在周期表中的位置关系
①主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数。主族元素的最低负化合价=最高正化合价-8。
②核外电子层数=周期数。
③质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数。
④最外层电子数等于或大于3而小于8的一定是主族元素。
⑤最外层有1个或2个电子，则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素，也可能是副族、第Ⅷ族或0族元素氦。
（2）性质与位置互推是解题的关键
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：
①元素的金属性、非金属性。
②气态氢化物的稳定性。
③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
（3）结构和性质的互推是解题的要素
①电子层数和最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。
②同主族元素最外层电子数相同，性质相似。
③正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。
④判断元素金属性和非金属性的方法。
2．元素“位、构、性”规律中的特例
在“位、构、性”的规律中一些例外必须引起我们足够的注意，否则在解题时会误入歧途；
（1）一般原子的原子核是由质子和中子构成，但无中子。
（2）元素周期表中每一周期一般都是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。
（3）大多数元素在自然界中都有稳定的同位素， 但Na、F、P、Al等20种元素却未发现稳定的同位素。
（4）元素的原子序数大，相对原子质量不一定大，如18Ar的相对原子质量为39．95,大于19K的39.10。
（5）一般元素性质越活泼，其单质性质也越活泼，但N与P却相反，N的非金属性强于P，但N2比白磷、红磷稳定得多。
典型例题：
【例1】X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在周期表中相对位置如右图所示。若Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，下列说法中正确的是 （ ）
A．原子半径：W>Z>Y>X
B．最高价氧化物对应水化物的酸性W比Z弱
C．Y的气态氢化物的稳定性较Z的弱
D．四种元素的单质中，Z的熔、沸点最高
〖解析〗Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，则Y为O，故X为N，Z为S，W为Cl，A项错误；B项HClO4酸性比H2SO4酸性强，错误；H2O比H2S稳定，故C项错误；S为固体，其他为气体，故D项正确。
【例2】（2010山东卷，11）下列说法正确的是
A．形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力
B．HF、HCL、HBr、HI的热稳定性和还原性从左到右依次减弱
C．第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
D．元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果
〖解析〗离子键是阴阳离子通过静电作用形成的，静电作用包括静电吸引和静电排斥，故A错；因同驻足元素从上到下的非金属性减弱，故HF、HCL、HBr、HI的热稳定性依次减弱，但HF、HCL、HBr、HI的还原性依次增强，故B错；根据元素的非金属性越强，其对应的最高价汉阳算得酸性越强，C错‘因为没有指明是最高价含氧酸；元素周期律的根本原因是元素原子核外电子排布的周期性变化，D正确。
〖答案〗D
【例3】（2010上海卷，20）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：
元素代号
X
Y
Z
W
原子半径/pm
160
143
70
66
主要化合价
+2
+3
+5、+3、-3
-2
下列叙述正确的是
A．X、Y元素的金属性 XB．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成2W2
C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水
D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来
〖答案〗D
〖解析〗此题考查了物质结构与元素周期律知识。根据题给数据，X、Y的化合价不同，但原子半径相差较小，可知两者位于同一周期相邻主族，故金属性X>Y，A错；根据Z、W的原子半径相差不大，化合价不同，且W只有负价，则其可能是O，Z是N，两者的单质直接生成NO，B错；据此判断可知X是Mg，Y是Al；Y的最高价氧化物的水化物是氢氧化铝，其不溶于氨水，C错；一定条件下，氧气可以和氨气反应生成水和氮气，D对。
【知识归纳】解答元素推断题的突破口可能是原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质等；在此题中解答时，关键是抓住元素性质和元素在周期表中的位置的关系，从原子半径的变化和元素的最高正价和最低负价入手寻求突破。
第五章 物质结构 元素周期律
第五课时 化学键
复习目标：
1、了解离子键、共价键的形成过程和与物质类别间的关系。
2、掌握电子式的书写方法。
基础知识：
1．化学键
（1）含义：使 离子 相结合或 原子 相结合的作用力。
（2）特点：①短程有效 ②强烈的相互作用
（3）分类:
2．离子键和共价键
比较
离子键
共价键
极性键
非极性键
概念
使阴、阳离子结合成化合物的静电作用
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用
成键粒子
阴、阳离子
原子
特点
阴、阳离子间的相互作用
共用电子对偏向一方
共用电子对不偏向任一方
形成条件
①活泼金属和活泼非金属通过得失电子形成阴、阳离子
②带正电荷原子团（NH ）与带负电荷的阴离子之间发生强烈相互作用
①不同非金属元素的原子间
②非金属元素与不活泼的金属元素之间
同种元素的原子间通过共用电子对结合
3．化学反应的实质
（1）化学键的形成
化学键的形成与原子结构有关，主要通过两个方面来实现。
①原子的价电子间的 转移 ——离子键。
②原子的价电子间的 共用 ——共价键。
（2）化学反应的本质
反应物分子内 旧键的断裂 和产物分子中_新键的形成 。
★☆化学键与物质类别之间的关系
1．离子化合物、共价化合物与物质分类的关系
化合物类型
定义
与物质分类的关系
举例
离子化合物
含有离子键的化合物
包括强碱、绝大多数盐及活泼金属的氧化物和过氧化物
NaCl、Na2O2、NaOH、NH4Cl等
共价化合物
只含有共价键的化合物
包括酸、弱碱、极少数盐、气态氢化物、非金属氧化物、大多数有机物等
H2S、SO2、CH3COOH、H2SO4、NH3、H2O等
2．离子化合物、共价化合物的判断方法
（1）根据化学键类型来判断
一般来说，活泼的金属原子和活泼的非金属原子间形成的是离子键，同种或不同种非金属原子间形成的是共价键。
含有离子键的化合物一定为离子化合物，仅含有共价键的化合物一定为共价化合物。
（2）根据化合物的类型来判断
大多数碱性氧化物、强碱和盐都属于离子化合物；非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸都属于共价化合物。
（3）根据化合物的性质来判断
①熔点、沸点较低的化合物是共价化合物。②溶于水后不能发生电离的化合物是共价化合物。③熔化状态下能导电的化合物是离子化合物，不导电的化合物是共价化合物。
3．化学键与物质类别之间的关系
除稀有气体无化学键外，其他物质内部都存在化学键。化学键与物质类别关系规律可概括如下：
只含有极性共价键的物质一般是不同非金属元素形成的共价化合物。如SiO2、HCl、CH4等。
只含非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质。如Cl2、P4、金刚石等。
即有极性键又有非极性键的物质一般为多原子（4个原子以上），且相同的原子至少有2个的非金属元素形成的共价化合物，如：H2O2、C2H4等。
只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物。如Na2S、CaCl2等。
既有离子键又有极性键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2等。
仅由非金属元素形成的离子化合物，如铵盐NH4Cl、 NH4NO3等。
金属元素和非金属元素间可能存在共价键。如AlCl3 等。
非金属性较强的元素的氢化物（H2O、NH3、HF等）易形成氢键，但氢键属于一种特殊的分子间作用力。
【例1】
4．分子间作用力和氢键
（1）分子间作用力
①定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。
②特点
A．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。
B．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。
③变化规律
一般说来，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：I2 > Br2 > Cl2 > F2。
（2）氢键
①定义：分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。
②形成条件
除H外，形成氢键的原子通常是N、O、F。
③存在
氢键存在广泛，如蛋白质分子、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。
五、几种表示方法
1．电子式
概念
在 元素符号 周围，用“·”或“×”来表示原子的最外层层电子（价电子）的式子
书写
微粒的种类
电子式的表示方法
注意事项
举例
原子
元素符号周围标明
价电子少于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布
?
阳离子
单原子
离子符号
右上方标明电荷
Mg2+
多原子
元素符号紧邻铺开，周围标清电子分布
用“[ ]”，右上方标明_电荷__
?
阴离子
单原子
元素符号周围合理分布价电子及所获电子
用“”，右上方标明电荷
?
多原子
元素符号紧邻铺开，合理分布价电子及所获电子
相同原子不得加和，用“”，右上方标明_电荷
?
单质及
化合物
离子化合物
由阳离子电子式和阴离子电子式组成
同性不相邻，离子合理分布
?
单质及共价化合物
各原子紧邻铺开，标明价电子及成键电子情况
原子不加和，无“”，不标明电荷
?
离子化合物形成过程
原子电子式→离子化合物电子式
电子转移方向及位置，用弧形箭头，变化过程用“→”，同性不相邻，合理分布
?
共价化合物形成过程
原子电子式→共价化合物电子式
无电子转移不用“→”，不用“”，不标明电荷
?
【注意】（1）书写电子式或判断电子式的正误时，首先要判断化合物是离子化合物还是共价化合物，然后再进行书写或判断。
（2）要熟练掌握一些重要物质电子式的书写。
2．结构式
（1）含义：用一根短线“-”表示一对共用电子对，忽略其他电子的式子。
（2）特点：仅表示成键情况，不代表空间构型，如H2O的结构式可表示为H-O-H或 都行。
【例2】
例题精讲：
【例1】下列各组化合物中，化学键的类型相同的是 （ ）
①CaCl2和Na2S ②Na2O和Na2O2 ③CO2和CS2 ④HCl和NaOH
A．①③ B．②④ C． ①④ D．③④
〖解析〗①项CaCl2和Na2S中都仅含离子键，③项CO2和CS2中都仅含共价键，但②项Na2O中仅含离子键而Na2O2中还含有O-O共价键，④项HCl中无离子键而NaOH中既有离子键又有共价键。
【例6】下列各项中表达正确的是 （ ）
A．NaCl的电子式为 B．CO2的分子模型示意图为
C．CrO5的结构式为，该氧化物中Cr为+6价
D．次氯酸的结构式为H-Cl-O
〖解析〗氯化钠是离子化合物，存在离子键，A错；CO2是直线形分子，B错；HClO的结构式是H-O-Cl，D错。
第五章 物质结构 元素周期律
第六课时 晶体类型及作用力
复习目标：
1、掌握晶体的常识以及晶体与化学键、作用力等相关知识。
2、能判断出物质的晶体类型，能运用晶体知识比较物质熔沸点的高低。
基础知识：
类型比较
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子和自由电子
阴、阳离子
粒子间的相互作用力
分子间作用力（范德华力）
共价键
金属键
离子键
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
常见溶剂难溶
大多易溶于水等极性溶剂
导电、传热性
一般不导电，溶于水后有的导电
一般不具有导电性，个别为半导体
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类别及举例
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物（SiO2除 外）、绝大多数有机物（有机盐除外）
部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼),部分非金属化合物(如SiC、SiO2）
金属单质 与合金（如Na、
Al、Fe、 青铜）
金属氧化物（如K2O、Na2O）、强碱（如KOH、NaOH）、绝大部分盐(如NaCl)
一、晶体类型的判断
1．依据组成晶体的粒子和粒子间的作用判断
离子晶体的粒子是阴、阳离子，粒子间的作用是离子键；原子晶体的粒子是原子，原子间的作用是共价键；分子晶体的粒子是分子，分子间的作用为分子间作用力，即范德华力；金属晶体的粒子是金属阳离子和自由电子，粒子间的作用是金属键。
2．依据物质的性质分类判断
金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体。大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质与合金属于金属晶体。
3．依据晶体的熔点判断
离子晶体的熔点较高，常在几百至一千多度。原子晶体的熔点高，常在一千至几千度。分子晶体熔点低，常在几百度以下至很低温度。金属晶体的熔点差别很大。
4．依据导电性判断
固态不导电、熔融态能导电的一定是离子晶体。原子晶体一般为非导体。分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电。金属晶体是电的良导体。
5．依据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度较大或略硬而脆；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度差别大，且具有延展性。
二、晶体熔、沸点高低的判断
1．不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律
原子晶体>离子晶体>分子晶体
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，而汞、镓、铯等沸点很低。
2．原子晶体
在原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点:金刚石>石英>碳化硅>硅。
3．离子晶体
一般来说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高,如熔点: MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。
4．分子晶体
（1）分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。
（2）组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。
（3）组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。
（4）同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
5.金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na例题精讲：
【例1】下列各组物质各自形成晶体，均属于分子晶体的化合物是 ( )
A．NH3、HD、C10H8 B．PCl3、CO2、H2SO4
C．SO2、SiO2、P2O5 D．CCl4、Na2S、H2O2
〖解析〗A中HD是单质，不是化合物；C中SiO2为原子晶体，不是分子晶体；D中Na2S是离子晶体，不是分子晶体。
【例2】SiCl4的分子结构与CCl4类似，对其作出如下推测，其中不正确的是 ( )
A．SiCl4晶体是分子晶体
B．常温、常压下SiCl4是气体
C．SiCl4的分子是由极性键形成的非极性分子
D．SiCl4熔点高于CCl4
〖解析〗由于CCl4是分子晶体，所以SiCl4也是分子晶体，由于SiCl4的相对分子质量比CCl4的相对分子质量大，分子间作用力也应比CCl4的分子间作用力大，所以SiCl4的熔、沸点应比CCl4高，而CCl4在常温常压下是液体，所以SiCl4在常温、常压下绝不是气体。
第五章 物质结构 元素周期律
综合题型选讲
1． (2011江苏高考21A，12分)原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W的原子序数为29。
回答下列问题：
(1) Y2X2分子中Y原子轨道的杂化类型为 ，1mol Y2X2含有σ键的数目为 。
(2)化合物ZX3的沸点比化合物YX4的高，其主要原因是 。
(3)元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，元素Z的这种氧化物的分子式是 。
(4)元素W的一种氯化物晶体的晶胞结构如图13所示，该氯化物的化学式是 ，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物HnWCl3，反应的化学方程式为 。
〖解析〗本题把元素推理和物质结构与性质熔融合成一体，考查学生对元素推理、原子轨道杂化类型、分子空间结构、氢键、等电子体原理、晶胞结构、化学键的数目计算、新情景化学方程式书写等知识的掌握和应用能力。本题基础性较强，重点特出。由题意知X、Y、Z、W四种元素分别是：H、C、N、Cu。
〖答案〗（1）sp杂化 3mol或3×6.2×10 个
（2）NH3分子存在氢键
（3）N2O
（4）CuCl CuCl＋2HCl＝H2CuCl3 (或CuCl＋2HCl＝H2[CuCl3])
2．（2011安徽高考25，14分）W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如下图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的电负性在同周期主族元素中最大。
（1）X位于元素周期表中第 周期第 族；W的基态原子核外有 个未成对电子。
（2）X的单质子和Y的单质相比，熔点较高的是 （写化学式）；Z的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是 （写化学式）。
（3）Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是 。
（4）在25oC、101 kPa下，已知Y的气态化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1mol 电子放热190.0kJ，该反应的热化学方程式是 。
〖解析〗因为W的一种核素的质量数为18，中子数为10，说明W的质子数为8，即为氧元素；Y的单质是一种常见的半导体材料，而在短周期元素中只有元素硅符合，即Y是Si；所以由图像中原子半径的大小顺序可知X、Y、Z应该属于第三周期元素，在第三周期主族元素中电负性最大的Cl元素，所以Z是Cl；又因为X和Ne原子的核外电子数相差1，且X位于第三周期，所以X是Na。
（1）O的原子电子排布式是1S22S22P4，所以O的基态原子核外有2个未成对电子；
（2）单质钠和硅分别属于金属晶体和原子晶体，故单质硅的熔点高；Cl的非金属性强于Br的，所以HCl比HBr稳定；
（3）Y与Z形成的化合物是SiCl4，SiCl4可以和水发生水解反应盐酸和硅酸，反应的化学方程式是：SiCl4＋3H2O=H2SiO3↓＋4HCl；
（4）Y的气态化物是SiH4，燃烧后生成二氧化硅，其中Si的化合价由－4价升高到+4价，转移8个电子，所以1mol SiH4共放出8×190.0kJ＝1520.0KJ能量，因此反应的热化学方程式是：SiH4(g)＋2O2(g)＝SiO2(s)＋2H2O △H=－1520.0KJ/mol
〖答案〗（1）三 IA 2 （2）Si HCl （3）SiCl4＋3H2O=H2SiO3↓＋4HCl
（4）SiH4(g)＋2O2(g)＝SiO2(s)＋2H2O(l) △H=－1520.0KJ/mol
3．（2011福建高考30，13分）氮元素可以形成多种化合物。
回答以下问题：
（1）基态氮原子的价电子排布式是_________________。
（2）C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是____________。
（3）肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被－NH2（氨基）取代形成的另一种氮的氢化物。
①NH3分子的空间构型是_______________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是___________。
②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：
N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(g) △H=－1038.7kJ·mol－1
若该反应中有4mol N－H键断裂，则形成的π键有________mol。
③肼能与硫酸反应生成N2H6SO4。N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，则N2H6SO4的晶体内不存在__________(填标号)
A．离子键???? b．共价键???? c．配位键??? d．范德华力
（4）图1表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点（见图2），分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4个氢键予以识别。
下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是_________（填标号）。
a．CF4????? b．CH4????? c．NH4＋???? d．H2O
〖解析〗（1）基态氮原子的价电子排布式是2s22p3 ，学生可能审题时没注意到是价电子排布式。
（2）C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是N＞O＞C
（3）①NH3分子的空间构型是三角锥型，NH3中氮原子轨道的杂化类型是sp3，而肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2（氨基）取代形成的，所以N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是sp3，这个与H2O，H2O2中O的杂化类型都是sp3的道理是一样的。
②反应中有4mol N－H键断裂，即有1molN2H4参加反应，生成1.5molN2，则形成的π键有3mol。
③N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，可见它是离子晶体，晶体内肯定不存在范德华力。
（4）要形成氢键，就要掌握形成氢键的条件：一是要有H原子，二是要电负性比较强，半径比较小的原子比如F、O、N等构成的分子间形成的特殊的分子间作用力。符合这样的选项就是c和d，但题中要求形成4个氢键，氢键具有饱和性，这样只有选c。
这题中的（3）（4）两问亮点较多，让人耳目一新，其中第（4）耐人回味，这样子就把氢键的来龙去脉和特点考查彻底！高！
〖答案〗（1）2s22p3
（2）N＞O＞C
（3）①三角锥形 sP3 ②3 ③d
（4）c
4．（2011山东高考32，8分） 氧是地壳中含量最多的元素。
（1）氧元素基态原子核外未成对电子数为 个。
（2）H2O分子内的O-H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为 。
（3） H+可与H2O形成H3O+，H3O+中O原子采用 杂化。H3O+中H-O-H键角比H2O中H-O-H键角大，原因为 。
（4）CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为ag·cm-3，表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为 cm3。
〖解析〗（1）氧元素核外有8个电子，其基态原子核外电子排布为1S22S22P4，所以氧元素基态原子核外未成对电子数为2个；
（2）O-H键属于共价键，键能最大；分子间的范德华力和氢键均属于分子间作用力的范畴，但氢键要强于分子间的范德华力，所以它们从强到弱的顺序依次为O-H键、氢键、范德华力；氢键不仅存在于分子之间，有时也存在于分子内。邻羟基苯甲醛在分子内形成氢键，而在分子之间不存在氢键；对羟基苯甲醛正好相反，只能在分子间形成氢键，而在分子内不能形成氢键，分子间氢键强于分子内氢键，所以对羟基苯甲醛的沸点比邻羟基苯甲醛的高。
（3）依据价层电子对互斥理论知H3O+中O上的孤对电子对数＝1/2（5－3×1）＝1，由于中心O的价层电子对数共有3+1＝4对，所以H3O+为四面体，因此H3O+中O原子采用的是sp3杂化；同理可以计算出H2O中O原子上的孤对电子对数＝1/2（6－2×1）＝2，因此排斥力较大，水中H-O-H键角较小。
（4）氯化钠的晶胞如图所示，因此钙晶胞中含有的氯离子个数为8×1/8+6×1/3＝4，同样也可以计算出钠离子个数为4。由于CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，所以CaO晶胞中也含有4个钙离子和4个氧离子，因此CaO晶胞体积为=。
〖答案〗（1）2
（2）O-H键、氢键、范德华力；邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛形成分子间氢键，分子间氢键是分子间作用力增大；
（3）sp3；H2O中O原子有2对孤对电子，H3O＋只有1对孤对电子，排斥力较小；
（4）
5．（2011重庆，15分）用于金属焊接的某种焊条，其药皮由大理石、水泥、硅铁等配制而成。
(1)Al的原子结构示意图为____________；Al与NaOH溶液反应的离子方程式为____________________。
(2)30Si的原子的中子数为_________；SiO2晶体类型为__________________。
(3)Al3+与Yn－的电子数相同，Y所在族的各元素的氢化物的水溶液均显酸性，则该族氢化物中沸点最低的是________。
(4)焊接过程中，药皮在高温下产生了熔渣和使金属不被氧化的气体，该气体是__________。
(5)经处理后的熔渣36.0g（仅含Fe2O3、Al2O3、SiO2），加入足量稀盐酸，分离得到11.0g固体；滤液中加入过量NaOH溶液，分离得到21.4g固体；则此熔渣中Al2O3的质量分数为__________________。
〖解析〗本题考察原子的结构、晶体类型、方程式的书写以及有关计算。
（1）Al在周期表中位于第三周期第ⅢA族，其原子结构示意图为 ；单质铝既能与酸反
应产生氢气，又能与强碱反应产生氢气，与NaOH溶液反应的离子方程式为2Al＋2OH－＋2H2O=2AlO2－＋3H2↑。
（2）在原子符合的表达式中左上角表示质量数，左下角表示质子数，根据质量数＝质子数+中子数可计算出30Si的原子的中子数为：30－14＝16。SiO2晶体是由Si和O两种原子通过极性共价键形成的原子晶体。
（3）在元素周期表中只有第 ⅦA族卤素原子的氢化物的水溶液才均显酸性，因为Al3+与Yn－的电子数相同，所以Y是F元素。卤素元素形成的氢化物均属于分子晶体，其沸点随分子间作用力的增大而升高，但由于HF分子中存在氢键，因而HF的沸点最高，所以沸点最低的是HCl。
（4）由药皮的成分大理石、水泥、硅铁可知，在高温下只有大理石才分解产生CO2，因此气体只能是CO2气体。
（5）熔渣中只有SiO2与盐酸不反应，因此11.0g是SiO2的质量。Fe2O3、Al2O3溶于盐酸分别生成FeCl3、AlCl3，当滤液中加入过量NaOH溶液时AlCl3生成NaAlO2，FeCl3生成Fe(OH)3沉淀。所以21.4g固体是Fe(OH)3的质量，其物质的量为=0.2mol，由铁原子守恒知Fe2O3的物质的量为0.1mol，其质量为0.1mol×160g·mol－1＝16.0g。熔渣中Al2O3的质量分数为×100%=25%。
〖答案〗
（1） 2Al＋2OH－＋2H2O=2AlO2－＋3H2↑
（2）16 原子晶体 （3）HCl （4）CO2 （5）25%
6．（2011新课标全国）氮化硼（BN）是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到BF3和BN，如下图所示：
请回答下列问题：
（1）由B2O3制备BF3、BN的化学方程式依次是_________、__________；
（2）基态B原子的电子排布式为_________；B和N相比，电负性较大的是_________，BN中B元素的化合价为_________；
（3）在BF3分子中，F-B-F的键角是_______，B原子的杂化轨道类型为_______，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，BF的立体结构为_______；
（4）在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间的化学键为________，层间作用力为________；
（5）六方氮化硼在高温高压下，可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶苞边长为361.5pm，立方氮化硼晶胞中含有______各氮原子、________各硼原子，立方氮化硼的密度是_______g·cm-3（只要求列算式，不必计算出数值，阿伏伽德罗常数为NA）。
〖解析〗（1）由图可知B2O3与CaF2和H2SO4反应即生成BF3，同时还应该产生硫酸钙和水，方程式为B2O3＋3CaF2＋3H2SO42BF3↑+3CaSO4＋3H2O；B2O3与氨气在高温下反应即生成BN，方程式为B2O3＋2NH32BN＋3H2O；
（2）B的原子序数是5，所以基态B原子的电子排布式为1s22s2sp1；B和N都属于第二周期，同周期自左向右电负性逐渐增大，所以B和N相比，电负性较大的是N，B最外层有3个电子，所以化合价是+3价；
（3）依据价层电子对互斥理论可计算出中心原子的孤电子对数＝1/2(a-xb)＝1/2(3-3×1)＝0，所以BF3分子为平面正三角形结构，F-B-F的键角是120°，杂化轨道类型为sp2；在BF4－中中心原子的孤电子对数＝1/2(a-xb)＝1/2(4-4×1)＝0，所以BF4－的结构为正四面体。
（4）B、N均属于非金属元素，二者形成的化学键是极性共价键；而层与层之间靠分子间作用力结合。
（5）描述晶体结构的基本单元叫做晶胞，金刚石晶胞是立方体，其中8个顶点有8个碳原子，6个面各有6个碳原子，立方体内部还有4个碳原子，如图所示。所以金刚石的一个晶胞中含有的碳原子数＝8×1/8+6×1/2+4=8，因此立方氮化硼晶胞中应该含有4个N和4个B原子。由于立方氮化硼的一个晶胞中含有4个N和4个B原子，其质量是×25g是，立方体的体积是(361.5cm)3，因此立方氮化硼的密度是 g·cm-3。
〖答案〗（1）B2O3＋3CaF2＋3H2SO42BF3↑+3CaSO4＋3H2O；
B2O3＋2NH32BN＋3H2O；
（2）1s22s2sp1；N；+3.
（3）120°；sp2；正四面体。
（4）共价键（或极性共价键）；分子间作用力。
（5）
7．（2011海南，9分）四种短周期元素在周期表中的相对位置如下所示，其中Z元素原子核外电子总数是其最外层电子数的3倍。
X
Y
Z
W
请回答下列问题：
（1）元素Z位于周期表中第______________周期，___________族；
（2）这些元素的氢化物中，水溶液碱性最强的是_______________（写化学式）；
（3）XW2的电子式为_______________；
（4）Y的最高价氧化物的化学式为________________；
（5）W和Y形成的一种二元化合物具有色温效应，请相对分子质量在170～190之间，且W的质量分数约为70％。该化合物的化学式为_________________。
〖答案〗（1）三，VA族；（2）NH3；（3）；（4）N2O5；（5）S4N4
〖解析〗由题干先推导出Z元素为磷元素，则X、Y、W分别是C、N、S。（3）小题的电子式教材中没有，得由二氧化碳的结构类比而来。（5）小题中计算为=：≈1:1，再由相对分子质量得分子式为S4N4
【技巧点拨】“位构性”考查的题，要先找到突破口，如本题中的磷元素，再由此逐个突破。但在写教材中没出现过的元素性质、分子结构等方面的题时，可由同族元素的相似性类比。
8．（2011四川，15分）甲、乙、丙、丁、戊为原子序数依次增大的短周期元素。甲、丙处于同一主族，丙、丁、戊处于同一周期，戊原子的最外层电子数是甲、乙、丙原子最外层电子数之和。甲、乙组成的成的常见气体X能使湿润的红色石蕊试纸变蓝；戊的单质与X反应能生成乙的单质，同时生成两种溶于水均呈酸性的化合物Y和Z，0.1mol/L的Y溶液pH＞1；丁的单质既能与丙元素最高价氧化物的水化物的溶液反应生成盐L也能与Z的水溶液反应生成盐；丙、戊可组成化合物M。
请回答下列问题
（1）戊离子的结构示意图为_______。
（2）与出乙的单质的电子式：_______。
（3）戊的单质与X反应生成的Y和Z的物质的量之比为2:4，反应中被氧化的物质与被还原的物质的物质的量之比为________。
（4）写出少量Z的稀溶液滴入过量L的稀溶液中发生反应的离子方程式：_____ ____。
（5）按下图电解M的饱和溶液，写出该电解池中发生反应的总反应方程式：_______。将充分电解后所得溶液逐滴加入到酚酞试液中，观察到得现象是__________。
〖解析〗本题主要考察元素周期表的结构、元素周期律及电解的应用。由题意知甲、乙、丙、丁、戊分别为H、N、Na、Al、Cl。
〖答案〗（1）Cl－：
（2）
（3）2：3
（4）H＋＋AlO2－＋H2O=Al(OH)3↓
（5）NaCl＋H2ONaClO＋H2↑ 先变红后褪色
9． (2011上海23)工业上制取冰晶石(Na3AlF6)的化学方程式如下：
2Al(OH)3+ 12HF+ 3Na2CO3=2Na3AlF6+ 3CO2↑+ 9H2O
根据题意完成下列填空：
（1）在上述反应的反应物和生成物中，属于非极性分子的电子式 ，
属于弱酸的电离方程式 。
（2）反应物中有两种元素在元素周期表中位置相邻，下列能判断它们的金属性或非金属性强弱的是
（选填编号）。
a．气态氢化物的稳定性 b．最高价氧化物对应水化物的酸性
c．单质与氢气反应的难易 d．单质与同浓度酸发生反应的快慢
（3）反应物中某些元素处于同一周期。它们最高价氧化物对应的水化物之间发生反应的离子方程式为 。
（4） Na2CO3俗称纯碱，属于 晶体。工业上制取纯碱的原料是 。
〖解析〗本题考察电子式和方程式的书写、元素周期律的应用和具体类型的判断。CO2属于非极性分子，HF和H2O属于极性分子；其中氟和氧位置相邻，且位于同一周期；钠和铝、C和O及F处于同一周期。
〖答案〗（1）
（2）ac
（3）Al(OH)3＋OH－=AlO2－＋H2O
（4）离子晶体 氯化钠、二氧化碳和氨
10.（2010天津卷）7．（14分）X、Y、Z、L、M五种元素的原子序数依次增大。X、Y、Z、L是组成蛋白质的基础元素，M是地壳中含量最高的金属元素。
回答下列问题：
⑴ L的元素符号为________ ；M在元素周期表中的位置为________________；五种元素的原子半径从大到小的顺序是____________________（用元素符号表示）。
⑵ Z、X两元素按原子数目比l∶3和2∶4构成分子A和B，A的电子式为___，B的结构式为____________。
⑶ 硒（se）是人体必需的微量元素，与L同一主族，Se原子比L原子多两个电子层，则Se的原子序数为_______，其最高价氧化物对应的水化物化学式为_______。该族2 ~ 5周期元素单质分别与H2反应生成l mol气态氢化物的反应热如下，表示生成1 mol硒化氢反应热的是__________（填字母代号）。
a．+99.7 mol·L－1 b．+29.7 mol·L－1 c．－20.6 mol·L－1 d．－241.8 kJ·mol－1
⑷ 用M单质作阳极，石墨作阴极，NaHCO3溶液作电解液进行电解，生成难溶物R，R受热分解生成化合物Q 。写出阳极生成R的电极反应式：______________；由R生成Q的化学方程式：_______________________________________________。
〖解析〗(1)X、Y、Z、L是组成蛋白质的四种元素且原子序数依次增大，故分别为：H、C、N、O元素；M是地壳中含量最高的元素，为Al，其在周期表的位置为第3周第ⅢA族；再根据五种元素在周期表的位置，可知半径由大到小的顺序是：Al＞C＞N＞O＞H。
(2) N和H 1：3构成的分子为NH3，电子式为；2：4构成的分子为N2H4，其结构式为。
(3)Se比O多两个电子层，共4个电子层，1→4电子层上的电子数分别为：2、8 、18、6，故其原子序数为34；其最高价氧化物对应的水化物的化学式类似H2SO4，为H2SeO4。
非金属性越强，与氢气反应放出的热量越多，故2→5周期放出的热量依次是：d、c、b、a，则第四周期的Se对应的是b。
(4)Al作阳极失去电子生成Al3+，Al3++3HCO3-==Al(OH)3+3CO2，2Al(OH)3Al2O3+3H2O。
〖答案〗(1)O 第三周第ⅢA族 Al＞C＞N＞O＞H
(2)
(3) 34 H2SeO4 b
(4) Al-3e-Al3+ Al3++3HCO3-==Al(OH)3+3CO2 2Al(OH)3Al2O3+3H2O。
【命题立意】本题以元素的推断为背景，综合考查了元素符号的书写、元素位置的判断和原子半径大小的比较；考查了电子式、结构式的书写，元素周期律，和电极反应式、化学方程式的书写，是典型的学科内综合试题。
11．（2010山东卷）32.（８分）【化学-物质结构与性质】
碳族元素包括：C、Si、 Ge、 Sn、Pb。
(1)碳纳米管有单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子通过 杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠 结合在一起。
(2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为 。
(3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br的键角 120°（填“＞”“＜”或“＝”）。
(4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4+处于立方晶胞顶点，Ba2+处于晶胞中心，O2-处于晶胞棱边中心，该化合物化学式为 ，每个Ba2+与 个O2-配位。
〖解析〗(1)石墨的每个碳原子用sp2杂化轨道与邻近的三个碳原子以共价键结合，形成无限的六边形平面网状结构，每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2P轨道，并含有一个未成对电子，这些平面网状结构再以范德华力结合形成层状结构。因碳纳米管结构与石墨类似，可得答案。
(2)共用电子对偏向电负性大的原子，故电负性：C＞H ＞Si。
(3) SnBr2分子中，Sn原子的价层电子对数目是（4+2）/2=3，配位原子数为2，故Sn原子含有故对电子，SnBr2空间构型为V型，键角小于120°。
(4)每个晶胞含有Pb4+：8×=1个，Ba2+：1个，O2-：12×=3个，故化学式为：PbBaO3。Ba2+处于晶胞中心，只有1个，O2-处于晶胞棱边中心，共12个，故每个Ba2+与12个O2-配位
〖答案〗(1) sp2 范德华力
(2) C＞H ＞Si
(3) ＜
12．(2010安徽卷25,14分)X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：
元素
相关信息
X
X的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等
Y
常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山口附近沉积
Z
Z和Y同周期,Z的电负性大于Y
W
W的一种核素的质量数为63，中子数为34
（1）Y位于元素周期表第 周期表 族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的 是 （写化学式）。
（2）XY2是一种常用的溶剂，XY2的分子中存在 个σ键。在H―Y、H―Z两种共价键中，键的极性较强的是 ，键长较长的是 。
（3）W的基态原子核外电子排布式是 。W2Y在空气中煅烧生成W2O的化学方程式是 。
（4）处理含XO、YO2烟道气污染的一种方法，是将其在催化剂作用下转化为单质Y。
已知：
XO(g)+O2(g)=XO2(g) H=－283.0 kJ·mol－2
Y(g)+ O2(g)=YO2(g) H=－296.0 kJ·mol－1
此反应的热化学方程式是 。
〖答案〗(1)3 VIA HClO4
(2)2 H-Z H-Y
(3)[Ar]3d104s1 2Cu2S+3O2=2Cu2O+2SO2
(4)2CO(g)+SO2(g)=S(s)+2CO2 (g) △H=-270kJ/mol
〖解析〗由表中可知，X为C Y为 S Z为 Cl W为Cu
13．（2010福建卷）23．（15分）
J、L、M、R、T是原子序数依次增大的短周期主族元素，J、R在周期表中的相对位置如右表；J元素最低负化合价的绝对值与其原子最外层电子数相等；M是地壳中含量最多的金属元素。
（1）M的离子结构示意图为_____;元素T在周期表中位于第_____族。
（2）J和氢组成的化合物分子有6个原子，其结构简式为______。
（3）M和T形成的化合物在潮湿的空气中冒白色烟雾，反应的化学方程式为_____。
（4）L的最简单气态氢化物甲的水溶液显碱性。
①在微电子工业中，甲的水溶液可作刻蚀剂H2O2 的清除剂，所发生反应的产物不污染环境，其化学方程式为______。
②一定条件下，甲在固定体积的密闭容器中发生分解反应（△H>0）并达平衡后，仅改变下表中反应条件x，该平衡体系中随x递增y递减的是_______（选填序号）。
选项
a
b
c
d
x
温度
温度
加入H2的物质的量
加入甲的物质的量
y
甲的物质的量
平衡常数K
甲的转化率
生成物物质的量总和
（5）由J、R形成的液态化合物JR2 0．2mol在O2中完全燃烧，生成两种气态氧化物，298K时放出热量215kJ。 该反应的热化学方程式为________。
〖解析〗 (1) J元素最低负化合价的绝对值与其原子最外层电子数相等,可以判断J元素为碳元素；M是地壳中含量最多的金属元素为铝元素；根据J、R在周期表中的相对位置可以判断R为硫元素，则T为氯元素，处于第三周期第七主族
（2）J和氢组成含有6个原子的分子为乙烯，其结构简式为CH2=CH2
（3）M和T形成的化合物为AlCl3，与水反应AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl↑，其中氯化氢气体呈雾状
（4）①氨水与双氧水发生氧化还原反应：2NH3·H2O+2H2O2=N2↑+6H2O
生成无污染的氮气；
②甲在固体体积的密闭容器中发生分解反应ΔH>0，ΔH>0表明正反应为吸热反应，升高温度，平衡朝着正方向移动，甲物质的量减少；加入H2的物质的量即增加生成物的浓度，平衡朝逆方向移动，甲的转化率减小
（5）JR2为CS2,燃烧生成二氧化碳和二氧化硫，依题意可以很快的写出反应的热化学方程式CS2+O2(g)= CO2(g)+ SO2(g) ΔH=-275KJ·mol-1
〖答案〗(1) ； ⅦA
（2）CH2=CH2
（3）AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl↑，
（4）①2NH3·H2O+2H2O2=N2↑+6H2O
②a和c;a或c
（5）CS2+O2(g)= CO2(g)+ SO2(g) ΔH=-275KJ·mol-1
14.（2010福建卷）30．[化学-物质结构与性质] （13分）
（1）中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为2KNO3+3C+SA+N2↑+3CO2↑（已配平）
①除S外，上列元素的电负性从大到小依次为 。
②在生成物中，A的晶体类型为 ，含极性共价键的分子的中心原子轨道杂化类型为 。
③已知CN-与N2结构相似，推算HCN分子中键与键数目之比为 。
（2）原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2。T的基态原子外围电子（价电子）排布为 ，Q2+的未成对电子数是 。
（3）在CrCl3的水溶液中，一定条件下存在组成为[CrCln(H2O)6-n]x+（n和x均为正整数）的配离子，将其通过氢离子交换树脂（R-H），可发生离子交换反应：[CrCln(H2O)6-n]x++xR-H→Rx[CrCln(H2O)6-n]+xH+交换出来的H+经中和滴定，即可求出x和n,确定配离子的组成。
将含0．0015 mol[CrCln(H2O)6-n]x+的溶液，与R-H完全交换后，中和生成的需浓度为0．1200 mol·L-1 NaOH溶液25．00 ml，该配离子的化学式为 。
〖解析〗（1）①钾为活泼金属，电负性比较小；在同周期C、N、O在同周期，非金属性逐渐增强，电负性也逐渐增大 ②K2S是离子化合物，属于离子晶体，产物中含有极性共价键的分子为CO2，其空间构型为直线型，中新源自轨道杂化类型为sp；③HCN中CN 与N2结构相同，含有三个键，一个σ键和两个π键；另外C和H之间形成一个σ键，所以HCN分子中σ键和π键数目之比为2：2，即为1：1.
（2）原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，应该都属于第Ⅷ族元素，原子序数T比Q多2，可以确定T为Ni，Q为Fe，所以T的基态原子外围电子（价电子）排布为3d84S2，Q2+即Fe2+的未成对电子数是4.
（3）中和生成的H+需要浓度为0.1200mol/LNaOH溶液25.00ml，则可以得出H+的物质的量为0.12×25.00×10-3=0.0030mol，所以x=0.0030/0.0015=2；Cr的化合价为+3价，x=2可以得知n=1，即该配离子的化学式为[CrCl (H2O)5]2+。
〖答案〗（1）①O>N>C>K ②离子晶体 ③1：1.
（2）3d84S2
（3）[CrCl (H2O)5]2+
15．（2010上海卷）23．胃舒平主要成分是氢氧化铝，同时含有三硅酸镁(Mg2Si3O8.nH2O)等化合物。
（1）三硅酸镁的氧化物形式为 ，某元素与镁元素不同周期但在相邻一族，且性质和镁元素十分相似，该元素原子核外电子排布式为 。
（2）铝元素的原子核外共有 种不同运动状态的电子、 种不同能级的电子。
（3）某元素与铝元素同周期且原子半径比镁原子半径大，该元素离子半径比铝离子半径 (填“大”或“小”)，该元素与铝元素的最高价氧化物的水化物之间发生反应的离子方程式为：
（4） Al2O3、MgO和SiO2都可以制耐火材料，其原因是 。
a．Al2O3、MgO和SiO2都不溶于水
b．Al2O3、MgO和SiO2都是白色固体
c．Al2O3、MgO和SiO2都是氧化物
d．Al2O3、MgO和SiO2都有很高的熔点
〖答案〗1)2MgO·3SiO·nH2O、1s22s1；2)13、5；3)大、Al(OH)3+OH-→AlO2-+2H2O；4)ad。
〖解析〗此题考查了硅化合物、元素周期表、原子的核外电子排布、原子的核外电子运动状态、元素周期律等知识。1）根据胃舒平中三硅酸镁的化学式和书写方法，其写作：2MgO.3SiO.nH2O；与镁元素在不同周期但相邻一族的元素，其符合对角线规则，故其是Li，其核外电子排布为：1s22s1；2)中铝元素原子的核外共有13个电子，其每一个电子的运动状态都不相同，故共有13种；有1s、2s、2p、3s、3p共5个能级；3)与铝元素同周期且原子半径大于镁的元素是钠，其离子半径大于铝的离子半径；两者氢氧化物反应的离子方程式为：Al(OH)3+OH-→AlO2-+2H2O；4)分析三种氧化物，可知三者都不溶于水且都具有很高的熔点。
【技巧点拨】硅酸盐用氧化物的形式来表示组成的书写顺序是：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→非金属氧化物→二氧化硅→水，并将氧化物的数目用阿拉伯数字在其前面表示。比如斜长石KAlSi3O8：K2O·Al2O3·6SiO2。
16．（2010江苏卷）21．(12分)本题包括A、B两小题，分别对应于“物质结构与性质”和“实验化学”两个选修模块的内容。请选定其中一题，并在相应的答题区域内作答。若两题都做，则按A题评分。
A．乙炔是有机合成工业的一种原料。工业上曾用CaC2与水反应生成乙炔。
(1) CaC2中C与O互为等电子体，O的电子式可表示为 ；1mol O中含有的π键数目为 。
(2)将乙炔通入[Cu(NH3)2]Cl溶液生成Cu2C2红棕色沉淀。Cu+基态核外电子排布式为 。
(3)乙炔与氢氰酸反应可得丙烯腈(H2C=CH-CN)。丙烯腈分子中碳原子轨道杂化类型是 ；分子中处于同一直线上的原子数目最多为 。
(4) CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似（如右图所示），但CaC2晶体中含有的中哑铃形C的存在，使晶胞沿一个方向拉长。CaC2晶体中1个Ca2+周围距离最近的C数目为 。
〖答案〗
（1） 2NA
（2）1s22s22p63s23p63d10
（3）sp杂化 sp2杂化 3
（4）4
〖解析〗本题主要考察核外电子排布式、等电子体原理、杂化轨道、分子的平面构型、晶体结构等
（1）根据等电子体原理可知，O的电子式，在1mol三键含有2mol的π键和1mol的σ键，故1mol O中，含有2NA个π键
（2）Cu为29号元素，要注意3d轨道写在4s轨道的前面同时还有就是它的3d结构，Cu+的基本电子排布式为1s22s22p63s23p63d10
（3）—通过丙烯氰的结构可以知道碳原子的杂化轨道类型为sp和sp2杂化，同一直线上有3个原子。
（4）依据晶胞示意图可以看出，从晶胞结构图中可以看出，1个Ca2+周围距离最近的C
有4个，而不是6个，要特别主要题给的信息。
17．（2010四川理综卷）26.（15分）短周期元素形成的常见非金属固体单质A与常见金属单质B，在加热条件下反应生成化合物C，C与水反应生成白色沉淀D和气体E，D既能溶于强酸，也能溶于强碱。E在足量空气中燃烧产生刺激性气体G，G在大气中能导致酸雨的形成。E被足量氢氧化钠溶液吸收得到无色溶液F。溶液F在空气中长期放置发生反应，生成物之一为H。H与过氧化钠的结构和化学性质相似，其溶液显黄色。
请回答下列问题：
（1）组成单质A的元素位于周期表中第 周期，第 族
（2）B与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为： 。
G与氯酸钠在酸性条件下反应可生成消毒杀菌剂二氧化氯。该反应的氧化产物为 ，当生成2 mol二氧化氯时，转移电子 mol。
溶液F在空气中长期放置生成H的化学反应方程式为： 。
H的溶液与稀硫酸反应产生的现象为 。
〖答案〗（1）三 ⅥA
（2）2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
（3）硫酸钠（Na2SO4） 2
（4）4Na2S+O2+2H2O=4NaOH+2Na2S2
（或2Na2S+O2+2H2O=4NaOH+2S；Na2S+S= Na2S2 ）
（5）溶液由黄色变为无色，产生浅黄色沉淀和（臭鸡蛋气味的）气体
〖解析〗本题考查的知识点有元素及其化合物的性质、物质结构、氧化还原反应相关计算。
由生成白色沉淀D ，D既能溶于强酸，也能溶于强碱，推测D是Al(OH)3再逆推可知，B为Al 。G在大气中能导致酸雨的形成，可猜测G可能为SO2逆推可知: A为S，综合可知C为Al2S3 D为Al(OH)3,E为H2S,G为SO2F为Na2S.(1)(2)比较简单，（3）SO2与氯酸钠在酸性条件下反应，SO2为还原剂被氧化为SO42-,根据电子得失可以判断生成2 mol二氧化氯时，转移电子2 mol。由H与过氧化钠的结构和化学性质相似，其溶液显黄色。结合前面的信息可以推测H为Na2S2.
18．（2010重庆卷）26．（15分）金属钙线是炼制优质钢材的脱氧脱磷剂，某钙线的主要成分为金属M和Ca，并含有3.5%（质量分数）CaO。
（1）Ca元素在周期表中位置是 ，其原子结构示意图 ．
（2）Ca与最活跃的非金属元素A形成化合物D，D的电子式为 ，D的沸点比A与形成的化合物E的沸点 ．
（3）配平用钙线氧脱鳞的化学方程式：
P+ FeO+ CaO Ca3(PO4)2+ Fe
（4）将钙线试样溶于稀盐酸后，加入过量NaOH溶液，生成白色絮状沉淀并迅速变成灰绿色，最后变成红褐色M(OH)2 。则金属M为______；检测Mn+的方法是_____（用离子方程式表达）．
（5）取1.6g钙线试样，与水充分反映，生成224mlH2（标准状况），在想溶液中通入适量的CO2，最多能得到CaCO3 g．
〖答案〗（15分）
（1）第四周期第ⅡA族，
（2） ，高
（3）2P+5FeO+3CaOCa3（PO4）2+5Fe
（4）Fe；Fe+3SCN-=Fe(SCN)3
（5）1.1
〖解析〗本题考查钙、铁的知识。（1）Ca为20号，位于第四周期，第IIA族。（2）最活泼的金属为：F, CaF2为离子化合物，SiF4为分子晶体，故CaF2的沸点高。（3）P从0价升至+5价，Fe从+2价降至0价，根据得失电子守恒有，P前配2，FeO前配5.（4）有颜色变化可知，红褐色N(OH)2为Fe(OH)3，Fe3+与KSCN变血红色。（5）Ca与Fe中只有Ca与水能反应生成H2，由Ca~ H2得，n(Ca)=0.224/22.4=0.01mol。n(CaO)=1.6×3.5%/56=0.01mol。由钙守恒得，m(CaCO3)=(0.01+0.001)×100=1.1g。
第一课时 元素周期表
复习目标：
1、掌握元素周期表的结构、原子结构。
2、了解原子结构与元素在周期表中的位置关系。
基础知识：
一、元素周期表
1、元素周期表的编排原则
（1）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横行。
（2）纵行：把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序，由上而下排成纵行。
2．元素周期表的结构
(1)周期（七个横行，七个周期）
短周期
长周期
序号
一
二
三
四
五
六
七
元素种数
2
8
8
18
18
32
不完全周期最多容纳 32 种元素
0族元素原子序数
2
10
18
36
54
86
(2)族（18个纵行，16个族）
主族
列序
1
2
13
14
15
16
17
族序
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
副族
列序
3
4
5
6
7
11
12
族序
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
第Ⅷ族
第 8、9、10 共3个纵行
0族
第 18 纵行
3．元素周期表的分区
按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为s区、d区、ds、p区、f区，各区分别包括ⅠA、Ⅱ族元素、ⅢB～Ⅷ族元素、ⅠB、ⅡB族元素、ⅢA～ⅦA族和0族元素、镧系和锕系元素，其中s区(H除外)d区、ds区和f区的元素都为金属。
【注意】 根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道的所属能级不同，将元素周期表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。
元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。
分区
价层电子的电子排布式
s区
Ns1～2
p区
ns2np1～6
d区
(n－1)d1～9ns1～2
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f1～14(n－1)d0～2ns2
★☆元素周期表
1．元素周期表结构的记忆
(1)七个横行七周期，三短三长一不全。即一、二、三周期为短周期，长周期为四、五、六、七，其中第七周期还未填满。
(2)18纵行16族，7主7副0和Ⅷ。
2．元素周期表中的几个特殊区域
(1)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行共六十多种元素，通称为过渡元素，这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。
(2)主、副族的交界：ⅡA族后是第ⅢB族，ⅡB族后是ⅢA族。
(3)镧系元素：在第六周期，第ⅢB族中共有15种元素，是57号元素镧到71号元素镥，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称镧系元素。
(4)锕系元素：在第七周期，第ⅢB族中共有15种元素，是89号元素锕到103号元素铹，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称锕系元素。
(5)第Ⅷ族：在元素周期表中第8、9、10三个纵行统称第Ⅷ族。
3．元素原子序数的确定
(1)依据主族元素在周期表中的位置
对于主族元素，电子层数＝周期数，最外层电子数＝主族序数，所以知道元素在周期表中的位置，即能画出其原子结构示意图，从而确定其原子序数。如某元素的位置为第四周期第ⅦA族，其原子结构
示意图为 ?，则原子序数Z为35。
(2)利用同主族相邻两元素原子序数的关系
①元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目。
②元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
(3)利用同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数的关系
设ⅡA族、ⅢA族元素原子序数分别为x、y，
则有y=x+1（第二、三周期）
y=x+11（第四、五周期）
y=x+25（第六、七周期）
4．已知元素的原子序数确定其在元素周期表中的位置
方法：利用稀有气体的原子序数来确定。第一至第七周期中稀有气体的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118。
例如：(1)35号元素(相邻近的是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。
(2)87号元素(相邻近的是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Cs元素。
【例1、2】
例题精讲：
【例1】(1)甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是 。
A.x+2 B.x+4 C.x+8 D.x+18
(2)若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数分别是为m和n，则下列关于m和n的关系不正确的是 。
A．n=m+1 B．n=m+18 C．n=m+25 D．n=m+11
〖解析〗 (1)同主族的两种元素①第一、二周期元素，原子序数相差2。
②第二、三周期元素，原子序数相差8。
③第四、五周期元素，原子序数相差18。
④第六、七周期元素，原子序数相差32。
故绝不可能相差4。
（2）同周期ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数之差：
①第二、三周期，原子序数差为1;
②第四、五周期，原子序数差为11；
③第六周期，原子序数差为25。
故绝不可能相差18。
〖答案〗 (1)B (2)B
【例2】A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如下图所示。A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。B原子核内质子数和中子数相等。
A
?
C
?
B
?
(1)写出A、B、C三种元素的名称：_______、______、________。
(2)B位于元素周期表中第________周期第________族。
(3)C的原子结构示意图为________，C的单质与H2O反应的化学方程式为
(4)写出A的气态氢化物与B的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式
〖导航〗 解答该题要利用A、B、C三种元素在元素周期表中的位置特点，结合条件“Z(B)＝Z(A)＋Z(C)”即可推断出B元素，其他问题迎刃而解。
〖解析〗 (1)根据图示，A、B、C一定在ⅢA族元素之后，又因Z(B)＝Z(A)＋Z(C)，设Z(B)＝b，则有b＝[(b－8)－1]＋[(b－8)＋1]，即b＝16，即B为16S，则A为N，C为F。
(2)S在元素周期表中第三周期第ⅥA族。
(3)F的原子结构示意图为?? ?，F2与H2O反应的化学方程式为2F2＋2H2O=4HF＋O2。
(4)NH3与H2SO4反应的化学方程式为：
2NH3＋H2SO4=(NH4)2SO4(或NH3＋H2SO4===NH4HSO4)。
〖答案〗 (1)氮 硫 氟 (2)三 ⅥA (3)? ?2F2＋2H2O==4HF＋O2
(4)2NH3＋H2SO4===(NH4)2SO4(或NH3＋H2SO4=NH4HSO4)
第五章 元素周期律
第二课时 原子结构与组成微粒间的关系
复习目标：
1、了解原子的组成及组成微粒间的关系。
2、掌握原子结构示意图、电子排布式、电子排布图等表示方法。
基础知识：
一、原子结构
1．原子的构成
(1)原子的组成
(2)符号中各数字的含义
(3)组成原子的各种微粒及相互关系
①质子数（Z）= 核电荷数 = 原子序数
②质量数（A）= 质子数（Z） + 中子数（N）
③阳离子的核外电子数=质子数-所带电荷数
④阴离子的核外电子数=质子数+所带电荷数
注：①有质子的微粒不一定有中子如 。
②有质子的微粒不一定有电子如H+。
③质子数相同的微粒不一定属于同一种元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。
④任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如F无正价，Na、Mg、Al等无负价。
2．元素、核素、同位素
元素
核素
同位素
概念
具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子
质子数相同而中子数不同的原子或同一元素的不同核素
范围
宏观概念，对同一类原子而言，既有游离态又有化合态
微观概念，对某种元素的一种原子而言
微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子的种类多余元素的种类
特性
主要通过形成的单质或化合物来体现
不同的核素可能质子数相同、或中子数相同、或质量数相同，或各类数均不同。
同位素质量数不同，物理性质有差异，化学性质相同。
实例
H、O
H、H、N、C、Mg是不同的核素
H、H、H为氢的同位素
【例1】
3．几种“相对原子质量”
（1）同位素的相对原子质量的计算式：Mr=
（2）同位素的近似相对原子质量，数值上约等于该同位素原子的相对质量。
（3）元素的相对原子质量是根据各种同位素的相对原子质量和他们在自然界中所占的原子个数百分含量计算的结果。
=A×a%+ B×b%+ C×c%……
【例2】
3、核外电子排布
（1）排布方式
分层排布，电子层由里到外依次是：第一、二、……、七层，符号分别对应：K、L、M、N、O、P、Q。
(2)排布规律
①电子是在原子核外距核由近及远，能量由低至高的不同电子层上分层排布。
②每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)。
③电子一般总是先排在能量低 的电子层里，即最先排在 K层，当 K 层排满后，再排 L 层，依此类推。
④最外层电子数不超过8个(或 2个)，次外层不超过18个，倒数第3层不超过32个。
4、构造原理 能量最低原理
(1)能层与能级
①能层
多电子原子的核外电子的能量是不同的。按电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。原子核外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为2n2。
②能级
多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成能级。
(2)构造原理
随着原子核电荷数的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
【思考】 核外电子排布完全依照电子层顺序排列吗？
核外电子排布的规律并不完全依据电子层顺序，而是按能级顺序进行的。
(3)能量最低原理、基态与激发态光谱
①能量最低原理
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。
②基态与激发态
原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。
③光谱
光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
(4)电子云与原子轨道
①电子云
电子云是电子在核外空间各处出现概率的形象化描述。黑点密的地方表示电子出现的概率大，黑点疏的地方表示电子出现的概率小。
②原子轨道
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
球形
1
p
纺锤形
3
③泡利原理和洪特规则
A．泡利原理
条件：当电子在同一个轨道中排布时；
结论：1个轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。
B．洪特规则
条件：当电子排布在同一能级的不同轨道时；
结论：总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。
C．基态原子的核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：能量最低原理、泡利原理、洪特规则。
★☆表示原子结构和组成的常见化学用语
1．原子结构示意图
可表示核外电子的分层排布和核内质子数，如
2．电子式
可表示原子最外层电子数目，如 。
3．核素符号
侧重表示原子核的组成，它告诉人们该原子核内的质子数和质量数,并推及中子数和核外电子数，如O
4．电子排布式
（1）用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。例如：K：1s22s22p63s23p64s1。
（2）为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：K：[Ar]4s1。
（3）有少数元素的基态原子的电子排布相对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
例如： Cr：1s22s22p63s23p63d44s2(×)
Cr：1s22s22p63s23p63d54s1(√)
5．电子排布图
用方框表示一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氮原子的电子排布图为：
【例3、4】
典型例题：
【例1】(2008年高考广东卷)2007年诺贝尔化学奖得主Gerhard Ertl对金属Pt表面催化氧化CO反应的模型进行了深入研究。下列关于Pt和Pt的说法正确的是( )
A．Pt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素
B．Pt和Pt的中子数相同，互称为同位素
C．Pt和Pt的质子数相同，互称为同位素
D．Pt和Pt的质量数相同，不能互称为同位素
〖答案〗 C
【例2】一个12C原子的质量为aKg，一个12C16O2分子的质量为bKg，若以12C16O2中的一个氧原子质量的作为相对原子质量的标准，则12C16O2的相对分子质量为 （）
A． B． C． D．
〖答案〗 B
【例3】(2008年海南高考)在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是( )
A．最易失去的电子能量最高
B．电离能最小的电子能量最高
C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D．在离核最近区域内运动的电子能量最低
〖解析〗原子在反应中失去的电子应是离核最远的外层电子，其能量最高，A正确，B项，电离能最小的电子离原子核最远，受原子核的吸引力最小，能量最高，B正确；处于高能层中的s轨道电子的能量要比处于较低能层中p轨道电子的能量高，C错误；能量越低的电子尽量排布在离原子核越近的轨道上，D正确。
〖答案〗 C
【例4】下列各种基态原子的核外电子排布式中，正确的是 ( )
A．1s22s12p1 B．1s22s22p33s1 C．1s22s22p63s14s1 D．1s22s22p63s23p64s1
〖答案〗 D
第五章 物质结构 元素周期律
第三课时 元素周期律
复习目标：
1、掌握元素周期律的本质、内容。能根据元素周期确定元素的性质。
2、深入了解“位-构-性”的关系。
基础知识：
1．概念
元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。
2．实质
元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。
3．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的某些性质相似，如Li和Mg，Be和Al。
4．元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律
项目
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
最外层电子数
由1递增到7
相同
主要化合价
最高正价由+1→+7（O、F除外）
负价由-4→-1
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（惰性气体除外）
逐渐增大
金属性与
非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
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
非金属的
气态氢化物
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
得失电子能力
得电子能力逐渐增强
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱
失电子能力逐渐增强
第一电离能
逐渐增大（特例：Be>B,N>O,
Mg>Al，P>S）
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
5．电离能
（1）第一电离能：气态电中性基态原子 失去一个电子 转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
（3）变化规律：
①同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，但某些地方出现曲折变化，如Be >B，N >O， Mg > Al，P >S。
②同一族从上到下元素的第一电离能变小。
6．电负性
（1）键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。
（2）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
（3）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。
（4）变化规律
①同周期从左到右元素的电负性逐渐增大。
②同主族从上到下元素的电负性逐渐变小。
（5）应用
①判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性>1.8;金属的电负性<1.8;类金属的电负性在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。
②判断化学键的类型：元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
【例1、2】
7．实例
（1）碱金属
①碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系
元素
Li Na K Rb Cs
相似性
结构
原子的最外层都只有 1个电子
化学性质
都表现出较强的 还原 性：如能够与氧气等非金属单质反应；能够置换水中的氢等。反应产物中，碱金属元素的化合价都是 +1 。
递变性
结构
从Li→Cs，核外电子层数逐渐 增多，原子半径依次 增大 ，原子核对最外层电子的吸引力逐渐 减小 ，因此元素的原子失去电子的能力逐渐 增强。
化学性质
从Li→Cs，元素的金属性逐渐 .
①与氧气的反应越来越剧烈，且产物越来越复杂
②与水反应置换出水中的氢越来越容易
②单质物理性质的比较
A．碱金属元素的单质一般呈 银白 色，密度 小 ，熔、沸点 低，导电、导热性 良好 。
B．递变性：从Li→Cs，碱金属的密度逐渐 增大 ，熔沸点逐渐 降低 。
C．碱金属元素单质的个性特点：铯略带金黄色；密度：Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小于H2O；熔点：Li大于100 ℃。
（2）卤素
①原子结构特点
相同点：最外层都是 7 个电子。
不同点：按F、Cl、Br、I的顺序，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。
②卤素单质的物理性质递变规律
按F2、Cl2、Br2、I2的顺序：颜色逐渐变深；熔、沸点逐渐升高 ；密度逐渐 增大。
③卤素单质的化学性质
?
F2
Cl2
Br2
I2
与H2化合
H2＋X2=2HX
冷暗处爆炸化合，生成的HF很稳定
强光下爆炸化合，生成的HCl稳定
高温下缓慢化合，生成的HBr较不稳定
持续加热缓慢化合，生成的HI不稳定
与H2O反应
2F2＋2H2O=
=4HF＋O2
Cl2＋H2O=
=HCl＋HClO
与水反应，但较氯气缓慢
与水只起微弱反应
置换反应
?
Cl2＋2NaBr=
=2NaCl＋Br2
Br2＋2NaI= =2NaBr＋I2
不能把其他卤素从它们的卤化物中置换出来
结论
非金属性逐渐减弱
★☆判断元素金属性、非金属性强弱的方法
1．根据元素在周期表中的位置
2．根据金属活动性顺序表
金属的位置越靠前，其金属性越强。
3．根据实验
(1)元素金属性强弱的比较
①根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。
②根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。
③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强（Fe对应的是Fe2+，而不是Fe3+）。
④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。
⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素不活泼。
(2)元素非金属性强弱的比较
①根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则其对应元素的非金属性越强。
②根据形成的氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。
③根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。
④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。
⑤根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。
【特别提醒】
(1)元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素的原子得失电子的难易，而不是得失电子的多少。如Mg比Na失电子数多，但Na比Mg失电子更容易，故Na的金属性比Mg强。
(2)根据产物中元素化合价的高低可比较元素金属性和非金属性的强弱，例如 2Fe+3Cl2=2FeCl3，Fe+S=FeS,则元素非金属性Cl>S。
(3)用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高价含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4>H3PO4可判断非金属性：S>P；但酸性H2SO4>HClO，HCl>H2S，均不能用于判断元素非金属性强弱。
【例3】
★☆微粒半径的大小比较规律
1．同周期元素的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。如：Na>Mg>Al>Si（稀有气体的原子半径不参与比较）。
2．同主族元素原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。如： Li
4．同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：P3->S2->Cl-。
5．同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。如：第ⅠA族中：Na+
9．电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：S2->Cl->K+>Ca2+，Al3+
【例4】
例题精讲：
【例1】下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是 ( )
A．O
C:
O
F
D:
Na
Mg
Al
P
S
k
周期表中，右上角元素（惰性元素除外）的电负性最大，左下角元素电负性最小。
【例2】下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据： 试回答下列问题：
(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是________(填编号)。
(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是________(写分子式)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________，它是一种重要的结构材料，推测它应是属于____________晶体；元素①的原子价电子排布式是______________。
(3)①⑥⑦⑩四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是______________(填化学式)。
(4)③和⑨两元素比较，非金属性较弱的是_______(填名称)，可以验证你的结论的是下列中的________(填序号)。
A．气态氢化物的挥发性和稳定性
B．单质分子中的键能
C．两元素的电负性
D．含氧酸的酸性
E．氢化物中X—H键的键长(X代表③和⑨两元素)
F．两单质在自然界的存在形式
〖解析〗由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，可推出①S，②K，③O，④Al，⑤C，⑥P，⑦Cl，⑧Na，⑨N，⑩Si。
(1)在同一周期中，自左至右元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小；故在10种元素中，第一电离能最小的是②K。
(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8e-稳定结构；元素⑨和⑩形成的化合物Si3N4属于原子晶体；S元素的原子价电子排布式是3s23p4。
(3)元素的非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，非金属性强弱为Cl>S>P>Si，故其氢化物稳定性为HCl>H2S>PH3>SiH4。
(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。
〖答案〗 (1)② (2)PCl3、CCl4 Si3N4 原子 3s23p4 (3)HCl>H2S>PH3>SiH4 (4)氮元素 CE
【例3】下列推断正确的是 （ ）
A．根据同浓度的两元素含氧酸钠盐（正盐）溶液的碱性强弱，可判断该两元素非金属性的强弱
B．根据同主族两非金属元素氢化物沸点高低，可判断该两元素非金属性的强弱
C．根据相同条件下两主族金属单质与水反应的难易，可判断两元素金属性的强弱
D．根据两主族金属原子最外层电子数的多少，可判断两元素金属性的强弱
〖解析〗元素非金属性的强弱与最高价含氧酸的酸性对应，A错；氢化物沸点高低与元素的非金属性强弱没有必然联系，B错；当电子层数相同时，才可以根据最外层电子数的多少判断金属性的强弱，D错。
〖答案〗C
【例3】 已知1~18号元素的离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是 （ ）
A．质子数c>d B．离子的还原性Y2->Z-
C．氢化物的稳定性H2Y>HZ D．原子半径X
【规律总结】 在中学要求范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小：
一看电子层数：在电子层数不同时，电子层数越多，半径越大；
二看核电荷数：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；
三看电子数：在电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大。
①此规律对于原子、离子之间的半径比较均适用；
②稀有气体元素的原子半径与同周期中相邻非金属原子半径不具有可比性，因测定依据不同。 第五章 物质结构 元素周期律
第四课时 元素周期律与元素周期表综合应用
复习目标：
1、掌握元素周期表和元素周期律综合应用的问题。
2、能够解决原子结构、元素周期律综合性问题解题的方法。
基础知识：
1．元素的分区
虚线两边 的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。
2．元素周期律和元素周期表的应用
(1)根据周期表中的位置寻找未知元素。
(2)预测元素的性质（由递变规律推测）。
①比较不同周期、不同主族元素的性质。
如金属性Mg>Al，Ca>Mg，则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Mg(OH)2；
②推测未知元素的某些性质。
如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2 溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹（At）应为 色固体，与氢 化合，HAt不稳定，水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质。
①在周期表中 寻找半导体材料；②在周期表中的 附近探索研制农药的材料；③在 中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。
★☆“位”、“构”、“性”三者之间的关系
1．“位”、“构”、“性”三者的关系可表示如下
（1）原子结构与元素在周期表中的位置关系
①主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数。主族元素的最低负化合价=最高正化合价-8。
②核外电子层数=周期数。
③质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数。
④最外层电子数等于或大于3而小于8的一定是主族元素。
⑤最外层有1个或2个电子，则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素，也可能是副族、第Ⅷ族或0族元素氦。
（2）性质与位置互推是解题的关键
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：
①元素的金属性、非金属性。
②气态氢化物的稳定性。
③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
（3）结构和性质的互推是解题的要素
①电子层数和最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。
②同主族元素最外层电子数相同，性质相似。
③正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。
④判断元素金属性和非金属性的方法。
2．元素“位、构、性”规律中的特例
在“位、构、性”的规律中一些例外必须引起我们足够的注意，否则在解题时会误入歧途；
（1）一般原子的原子核是由质子和中子构成，但无中子。
（2）元素周期表中每一周期一般都是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。
（3）大多数元素在自然界中都有稳定的同位素， 但Na、F、P、Al等20种元素却未发现稳定的同位素。
（4）元素的原子序数大，相对原子质量不一定大，如18Ar的相对原子质量为39．95,大于19K的39.10。
（5）一般元素性质越活泼，其单质性质也越活泼，但N与P却相反，N的非金属性强于P，但N2比白磷、红磷稳定得多。
典型例题：
【例1】X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在周期表中相对位置如右图所示。若Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，下列说法中正确的是 （ ）
A．原子半径：W>Z>Y>X
B．最高价氧化物对应水化物的酸性W比Z弱
C．Y的气态氢化物的稳定性较Z的弱
D．四种元素的单质中，Z的熔、沸点最高
〖解析〗Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，则Y为O，故X为N，Z为S，W为Cl，A项错误；B项HClO4酸性比H2SO4酸性强，错误；H2O比H2S稳定，故C项错误；S为固体，其他为气体，故D项正确。
【例2】（2010山东卷，11）下列说法正确的是
A．形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力
B．HF、HCL、HBr、HI的热稳定性和还原性从左到右依次减弱
C．第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
D．元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果
〖解析〗离子键是阴阳离子通过静电作用形成的，静电作用包括静电吸引和静电排斥，故A错；因同驻足元素从上到下的非金属性减弱，故HF、HCL、HBr、HI的热稳定性依次减弱，但HF、HCL、HBr、HI的还原性依次增强，故B错；根据元素的非金属性越强，其对应的最高价汉阳算得酸性越强，C错‘因为没有指明是最高价含氧酸；元素周期律的根本原因是元素原子核外电子排布的周期性变化，D正确。
〖答案〗D
【例3】（2010上海卷，20）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：
元素代号
X
Y
Z
W
原子半径/pm
160
143
70
66
主要化合价
+2
+3
+5、+3、-3
-2
下列叙述正确的是
A．X、Y元素的金属性 X
C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水
D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来
〖答案〗D
〖解析〗此题考查了物质结构与元素周期律知识。根据题给数据，X、Y的化合价不同，但原子半径相差较小，可知两者位于同一周期相邻主族，故金属性X>Y，A错；根据Z、W的原子半径相差不大，化合价不同，且W只有负价，则其可能是O，Z是N，两者的单质直接生成NO，B错；据此判断可知X是Mg，Y是Al；Y的最高价氧化物的水化物是氢氧化铝，其不溶于氨水，C错；一定条件下，氧气可以和氨气反应生成水和氮气，D对。
【知识归纳】解答元素推断题的突破口可能是原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质等；在此题中解答时，关键是抓住元素性质和元素在周期表中的位置的关系，从原子半径的变化和元素的最高正价和最低负价入手寻求突破。
第五章 物质结构 元素周期律
第五课时 化学键
复习目标：
1、了解离子键、共价键的形成过程和与物质类别间的关系。
2、掌握电子式的书写方法。
基础知识：
1．化学键
（1）含义：使 离子 相结合或 原子 相结合的作用力。
（2）特点：①短程有效 ②强烈的相互作用
（3）分类:
2．离子键和共价键
比较
离子键
共价键
极性键
非极性键
概念
使阴、阳离子结合成化合物的静电作用
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用
成键粒子
阴、阳离子
原子
特点
阴、阳离子间的相互作用
共用电子对偏向一方
共用电子对不偏向任一方
形成条件
①活泼金属和活泼非金属通过得失电子形成阴、阳离子
②带正电荷原子团（NH ）与带负电荷的阴离子之间发生强烈相互作用
①不同非金属元素的原子间
②非金属元素与不活泼的金属元素之间
同种元素的原子间通过共用电子对结合
3．化学反应的实质
（1）化学键的形成
化学键的形成与原子结构有关，主要通过两个方面来实现。
①原子的价电子间的 转移 ——离子键。
②原子的价电子间的 共用 ——共价键。
（2）化学反应的本质
反应物分子内 旧键的断裂 和产物分子中_新键的形成 。
★☆化学键与物质类别之间的关系
1．离子化合物、共价化合物与物质分类的关系
化合物类型
定义
与物质分类的关系
举例
离子化合物
含有离子键的化合物
包括强碱、绝大多数盐及活泼金属的氧化物和过氧化物
NaCl、Na2O2、NaOH、NH4Cl等
共价化合物
只含有共价键的化合物
包括酸、弱碱、极少数盐、气态氢化物、非金属氧化物、大多数有机物等
H2S、SO2、CH3COOH、H2SO4、NH3、H2O等
2．离子化合物、共价化合物的判断方法
（1）根据化学键类型来判断
一般来说，活泼的金属原子和活泼的非金属原子间形成的是离子键，同种或不同种非金属原子间形成的是共价键。
含有离子键的化合物一定为离子化合物，仅含有共价键的化合物一定为共价化合物。
（2）根据化合物的类型来判断
大多数碱性氧化物、强碱和盐都属于离子化合物；非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸都属于共价化合物。
（3）根据化合物的性质来判断
①熔点、沸点较低的化合物是共价化合物。②溶于水后不能发生电离的化合物是共价化合物。③熔化状态下能导电的化合物是离子化合物，不导电的化合物是共价化合物。
3．化学键与物质类别之间的关系
除稀有气体无化学键外，其他物质内部都存在化学键。化学键与物质类别关系规律可概括如下：
只含有极性共价键的物质一般是不同非金属元素形成的共价化合物。如SiO2、HCl、CH4等。
只含非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质。如Cl2、P4、金刚石等。
即有极性键又有非极性键的物质一般为多原子（4个原子以上），且相同的原子至少有2个的非金属元素形成的共价化合物，如：H2O2、C2H4等。
只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物。如Na2S、CaCl2等。
既有离子键又有极性键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2等。
仅由非金属元素形成的离子化合物，如铵盐NH4Cl、 NH4NO3等。
金属元素和非金属元素间可能存在共价键。如AlCl3 等。
非金属性较强的元素的氢化物（H2O、NH3、HF等）易形成氢键，但氢键属于一种特殊的分子间作用力。
【例1】
4．分子间作用力和氢键
（1）分子间作用力
①定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。
②特点
A．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。
B．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。
③变化规律
一般说来，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：I2 > Br2 > Cl2 > F2。
（2）氢键
①定义：分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。
②形成条件
除H外，形成氢键的原子通常是N、O、F。
③存在
氢键存在广泛，如蛋白质分子、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。
五、几种表示方法
1．电子式
概念
在 元素符号 周围，用“·”或“×”来表示原子的最外层层电子（价电子）的式子
书写
微粒的种类
电子式的表示方法
注意事项
举例
原子
元素符号周围标明
价电子少于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布
?
阳离子
单原子
离子符号
右上方标明电荷
Mg2+
多原子
元素符号紧邻铺开，周围标清电子分布
用“[ ]”，右上方标明_电荷__
?
阴离子
单原子
元素符号周围合理分布价电子及所获电子
用“”，右上方标明电荷
?
多原子
元素符号紧邻铺开，合理分布价电子及所获电子
相同原子不得加和，用“”，右上方标明_电荷
?
单质及
化合物
离子化合物
由阳离子电子式和阴离子电子式组成
同性不相邻，离子合理分布
?
单质及共价化合物
各原子紧邻铺开，标明价电子及成键电子情况
原子不加和，无“”，不标明电荷
?
离子化合物形成过程
原子电子式→离子化合物电子式
电子转移方向及位置，用弧形箭头，变化过程用“→”，同性不相邻，合理分布
?
共价化合物形成过程
原子电子式→共价化合物电子式
无电子转移不用“→”，不用“”，不标明电荷
?
【注意】（1）书写电子式或判断电子式的正误时，首先要判断化合物是离子化合物还是共价化合物，然后再进行书写或判断。
（2）要熟练掌握一些重要物质电子式的书写。
2．结构式
（1）含义：用一根短线“-”表示一对共用电子对，忽略其他电子的式子。
（2）特点：仅表示成键情况，不代表空间构型，如H2O的结构式可表示为H-O-H或 都行。
【例2】
例题精讲：
【例1】下列各组化合物中，化学键的类型相同的是 （ ）
①CaCl2和Na2S ②Na2O和Na2O2 ③CO2和CS2 ④HCl和NaOH
A．①③ B．②④ C． ①④ D．③④
〖解析〗①项CaCl2和Na2S中都仅含离子键，③项CO2和CS2中都仅含共价键，但②项Na2O中仅含离子键而Na2O2中还含有O-O共价键，④项HCl中无离子键而NaOH中既有离子键又有共价键。
【例6】下列各项中表达正确的是 （ ）
A．NaCl的电子式为 B．CO2的分子模型示意图为
C．CrO5的结构式为，该氧化物中Cr为+6价
D．次氯酸的结构式为H-Cl-O
〖解析〗氯化钠是离子化合物，存在离子键，A错；CO2是直线形分子，B错；HClO的结构式是H-O-Cl，D错。
第五章 物质结构 元素周期律
第六课时 晶体类型及作用力
复习目标：
1、掌握晶体的常识以及晶体与化学键、作用力等相关知识。
2、能判断出物质的晶体类型，能运用晶体知识比较物质熔沸点的高低。
基础知识：
类型比较
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子和自由电子
阴、阳离子
粒子间的相互作用力
分子间作用力（范德华力）
共价键
金属键
离子键
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
常见溶剂难溶
大多易溶于水等极性溶剂
导电、传热性
一般不导电，溶于水后有的导电
一般不具有导电性，个别为半导体
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类别及举例
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物（SiO2除 外）、绝大多数有机物（有机盐除外）
部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼),部分非金属化合物(如SiC、SiO2）
金属单质 与合金（如Na、
Al、Fe、 青铜）
金属氧化物（如K2O、Na2O）、强碱（如KOH、NaOH）、绝大部分盐(如NaCl)
一、晶体类型的判断
1．依据组成晶体的粒子和粒子间的作用判断
离子晶体的粒子是阴、阳离子，粒子间的作用是离子键；原子晶体的粒子是原子，原子间的作用是共价键；分子晶体的粒子是分子，分子间的作用为分子间作用力，即范德华力；金属晶体的粒子是金属阳离子和自由电子，粒子间的作用是金属键。
2．依据物质的性质分类判断
金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体。大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质与合金属于金属晶体。
3．依据晶体的熔点判断
离子晶体的熔点较高，常在几百至一千多度。原子晶体的熔点高，常在一千至几千度。分子晶体熔点低，常在几百度以下至很低温度。金属晶体的熔点差别很大。
4．依据导电性判断
固态不导电、熔融态能导电的一定是离子晶体。原子晶体一般为非导体。分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电。金属晶体是电的良导体。
5．依据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度较大或略硬而脆；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度差别大，且具有延展性。
二、晶体熔、沸点高低的判断
1．不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律
原子晶体>离子晶体>分子晶体
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，而汞、镓、铯等沸点很低。
2．原子晶体
在原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点:金刚石>石英>碳化硅>硅。
3．离子晶体
一般来说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高,如熔点: MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。
4．分子晶体
（1）分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。
（2）组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。
（3）组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。
（4）同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
5.金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na
【例1】下列各组物质各自形成晶体，均属于分子晶体的化合物是 ( )
A．NH3、HD、C10H8 B．PCl3、CO2、H2SO4
C．SO2、SiO2、P2O5 D．CCl4、Na2S、H2O2
〖解析〗A中HD是单质，不是化合物；C中SiO2为原子晶体，不是分子晶体；D中Na2S是离子晶体，不是分子晶体。
【例2】SiCl4的分子结构与CCl4类似，对其作出如下推测，其中不正确的是 ( )
A．SiCl4晶体是分子晶体
B．常温、常压下SiCl4是气体
C．SiCl4的分子是由极性键形成的非极性分子
D．SiCl4熔点高于CCl4
〖解析〗由于CCl4是分子晶体，所以SiCl4也是分子晶体，由于SiCl4的相对分子质量比CCl4的相对分子质量大，分子间作用力也应比CCl4的分子间作用力大，所以SiCl4的熔、沸点应比CCl4高，而CCl4在常温常压下是液体，所以SiCl4在常温、常压下绝不是气体。
第五章 物质结构 元素周期律
综合题型选讲
1． (2011江苏高考21A，12分)原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W的原子序数为29。
回答下列问题：
(1) Y2X2分子中Y原子轨道的杂化类型为 ，1mol Y2X2含有σ键的数目为 。
(2)化合物ZX3的沸点比化合物YX4的高，其主要原因是 。
(3)元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，元素Z的这种氧化物的分子式是 。
(4)元素W的一种氯化物晶体的晶胞结构如图13所示，该氯化物的化学式是 ，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物HnWCl3，反应的化学方程式为 。
〖解析〗本题把元素推理和物质结构与性质熔融合成一体，考查学生对元素推理、原子轨道杂化类型、分子空间结构、氢键、等电子体原理、晶胞结构、化学键的数目计算、新情景化学方程式书写等知识的掌握和应用能力。本题基础性较强，重点特出。由题意知X、Y、Z、W四种元素分别是：H、C、N、Cu。
〖答案〗（1）sp杂化 3mol或3×6.2×10 个
（2）NH3分子存在氢键
（3）N2O
（4）CuCl CuCl＋2HCl＝H2CuCl3 (或CuCl＋2HCl＝H2[CuCl3])
2．（2011安徽高考25，14分）W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如下图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的电负性在同周期主族元素中最大。
（1）X位于元素周期表中第 周期第 族；W的基态原子核外有 个未成对电子。
（2）X的单质子和Y的单质相比，熔点较高的是 （写化学式）；Z的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是 （写化学式）。
（3）Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是 。
（4）在25oC、101 kPa下，已知Y的气态化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1mol 电子放热190.0kJ，该反应的热化学方程式是 。
〖解析〗因为W的一种核素的质量数为18，中子数为10，说明W的质子数为8，即为氧元素；Y的单质是一种常见的半导体材料，而在短周期元素中只有元素硅符合，即Y是Si；所以由图像中原子半径的大小顺序可知X、Y、Z应该属于第三周期元素，在第三周期主族元素中电负性最大的Cl元素，所以Z是Cl；又因为X和Ne原子的核外电子数相差1，且X位于第三周期，所以X是Na。
（1）O的原子电子排布式是1S22S22P4，所以O的基态原子核外有2个未成对电子；
（2）单质钠和硅分别属于金属晶体和原子晶体，故单质硅的熔点高；Cl的非金属性强于Br的，所以HCl比HBr稳定；
（3）Y与Z形成的化合物是SiCl4，SiCl4可以和水发生水解反应盐酸和硅酸，反应的化学方程式是：SiCl4＋3H2O=H2SiO3↓＋4HCl；
（4）Y的气态化物是SiH4，燃烧后生成二氧化硅，其中Si的化合价由－4价升高到+4价，转移8个电子，所以1mol SiH4共放出8×190.0kJ＝1520.0KJ能量，因此反应的热化学方程式是：SiH4(g)＋2O2(g)＝SiO2(s)＋2H2O △H=－1520.0KJ/mol
〖答案〗（1）三 IA 2 （2）Si HCl （3）SiCl4＋3H2O=H2SiO3↓＋4HCl
（4）SiH4(g)＋2O2(g)＝SiO2(s)＋2H2O(l) △H=－1520.0KJ/mol
3．（2011福建高考30，13分）氮元素可以形成多种化合物。
回答以下问题：
（1）基态氮原子的价电子排布式是_________________。
（2）C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是____________。
（3）肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被－NH2（氨基）取代形成的另一种氮的氢化物。
①NH3分子的空间构型是_______________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是___________。
②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：
N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(g) △H=－1038.7kJ·mol－1
若该反应中有4mol N－H键断裂，则形成的π键有________mol。
③肼能与硫酸反应生成N2H6SO4。N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，则N2H6SO4的晶体内不存在__________(填标号)
A．离子键???? b．共价键???? c．配位键??? d．范德华力
（4）图1表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点（见图2），分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4个氢键予以识别。
下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是_________（填标号）。
a．CF4????? b．CH4????? c．NH4＋???? d．H2O
〖解析〗（1）基态氮原子的价电子排布式是2s22p3 ，学生可能审题时没注意到是价电子排布式。
（2）C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是N＞O＞C
（3）①NH3分子的空间构型是三角锥型，NH3中氮原子轨道的杂化类型是sp3，而肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2（氨基）取代形成的，所以N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是sp3，这个与H2O，H2O2中O的杂化类型都是sp3的道理是一样的。
②反应中有4mol N－H键断裂，即有1molN2H4参加反应，生成1.5molN2，则形成的π键有3mol。
③N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，可见它是离子晶体，晶体内肯定不存在范德华力。
（4）要形成氢键，就要掌握形成氢键的条件：一是要有H原子，二是要电负性比较强，半径比较小的原子比如F、O、N等构成的分子间形成的特殊的分子间作用力。符合这样的选项就是c和d，但题中要求形成4个氢键，氢键具有饱和性，这样只有选c。
这题中的（3）（4）两问亮点较多，让人耳目一新，其中第（4）耐人回味，这样子就把氢键的来龙去脉和特点考查彻底！高！
〖答案〗（1）2s22p3
（2）N＞O＞C
（3）①三角锥形 sP3 ②3 ③d
（4）c
4．（2011山东高考32，8分） 氧是地壳中含量最多的元素。
（1）氧元素基态原子核外未成对电子数为 个。
（2）H2O分子内的O-H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为 。
（3） H+可与H2O形成H3O+，H3O+中O原子采用 杂化。H3O+中H-O-H键角比H2O中H-O-H键角大，原因为 。
（4）CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为ag·cm-3，表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为 cm3。
〖解析〗（1）氧元素核外有8个电子，其基态原子核外电子排布为1S22S22P4，所以氧元素基态原子核外未成对电子数为2个；
（2）O-H键属于共价键，键能最大；分子间的范德华力和氢键均属于分子间作用力的范畴，但氢键要强于分子间的范德华力，所以它们从强到弱的顺序依次为O-H键、氢键、范德华力；氢键不仅存在于分子之间，有时也存在于分子内。邻羟基苯甲醛在分子内形成氢键，而在分子之间不存在氢键；对羟基苯甲醛正好相反，只能在分子间形成氢键，而在分子内不能形成氢键，分子间氢键强于分子内氢键，所以对羟基苯甲醛的沸点比邻羟基苯甲醛的高。
（3）依据价层电子对互斥理论知H3O+中O上的孤对电子对数＝1/2（5－3×1）＝1，由于中心O的价层电子对数共有3+1＝4对，所以H3O+为四面体，因此H3O+中O原子采用的是sp3杂化；同理可以计算出H2O中O原子上的孤对电子对数＝1/2（6－2×1）＝2，因此排斥力较大，水中H-O-H键角较小。
（4）氯化钠的晶胞如图所示，因此钙晶胞中含有的氯离子个数为8×1/8+6×1/3＝4，同样也可以计算出钠离子个数为4。由于CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，所以CaO晶胞中也含有4个钙离子和4个氧离子，因此CaO晶胞体积为=。
〖答案〗（1）2
（2）O-H键、氢键、范德华力；邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛形成分子间氢键，分子间氢键是分子间作用力增大；
（3）sp3；H2O中O原子有2对孤对电子，H3O＋只有1对孤对电子，排斥力较小；
（4）
5．（2011重庆，15分）用于金属焊接的某种焊条，其药皮由大理石、水泥、硅铁等配制而成。
(1)Al的原子结构示意图为____________；Al与NaOH溶液反应的离子方程式为____________________。
(2)30Si的原子的中子数为_________；SiO2晶体类型为__________________。
(3)Al3+与Yn－的电子数相同，Y所在族的各元素的氢化物的水溶液均显酸性，则该族氢化物中沸点最低的是________。
(4)焊接过程中，药皮在高温下产生了熔渣和使金属不被氧化的气体，该气体是__________。
(5)经处理后的熔渣36.0g（仅含Fe2O3、Al2O3、SiO2），加入足量稀盐酸，分离得到11.0g固体；滤液中加入过量NaOH溶液，分离得到21.4g固体；则此熔渣中Al2O3的质量分数为__________________。
〖解析〗本题考察原子的结构、晶体类型、方程式的书写以及有关计算。
（1）Al在周期表中位于第三周期第ⅢA族，其原子结构示意图为 ；单质铝既能与酸反
应产生氢气，又能与强碱反应产生氢气，与NaOH溶液反应的离子方程式为2Al＋2OH－＋2H2O=2AlO2－＋3H2↑。
（2）在原子符合的表达式中左上角表示质量数，左下角表示质子数，根据质量数＝质子数+中子数可计算出30Si的原子的中子数为：30－14＝16。SiO2晶体是由Si和O两种原子通过极性共价键形成的原子晶体。
（3）在元素周期表中只有第 ⅦA族卤素原子的氢化物的水溶液才均显酸性，因为Al3+与Yn－的电子数相同，所以Y是F元素。卤素元素形成的氢化物均属于分子晶体，其沸点随分子间作用力的增大而升高，但由于HF分子中存在氢键，因而HF的沸点最高，所以沸点最低的是HCl。
（4）由药皮的成分大理石、水泥、硅铁可知，在高温下只有大理石才分解产生CO2，因此气体只能是CO2气体。
（5）熔渣中只有SiO2与盐酸不反应，因此11.0g是SiO2的质量。Fe2O3、Al2O3溶于盐酸分别生成FeCl3、AlCl3，当滤液中加入过量NaOH溶液时AlCl3生成NaAlO2，FeCl3生成Fe(OH)3沉淀。所以21.4g固体是Fe(OH)3的质量，其物质的量为=0.2mol，由铁原子守恒知Fe2O3的物质的量为0.1mol，其质量为0.1mol×160g·mol－1＝16.0g。熔渣中Al2O3的质量分数为×100%=25%。
〖答案〗
（1） 2Al＋2OH－＋2H2O=2AlO2－＋3H2↑
（2）16 原子晶体 （3）HCl （4）CO2 （5）25%
6．（2011新课标全国）氮化硼（BN）是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到BF3和BN，如下图所示：
请回答下列问题：
（1）由B2O3制备BF3、BN的化学方程式依次是_________、__________；
（2）基态B原子的电子排布式为_________；B和N相比，电负性较大的是_________，BN中B元素的化合价为_________；
（3）在BF3分子中，F-B-F的键角是_______，B原子的杂化轨道类型为_______，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，BF的立体结构为_______；
（4）在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间的化学键为________，层间作用力为________；
（5）六方氮化硼在高温高压下，可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶苞边长为361.5pm，立方氮化硼晶胞中含有______各氮原子、________各硼原子，立方氮化硼的密度是_______g·cm-3（只要求列算式，不必计算出数值，阿伏伽德罗常数为NA）。
〖解析〗（1）由图可知B2O3与CaF2和H2SO4反应即生成BF3，同时还应该产生硫酸钙和水，方程式为B2O3＋3CaF2＋3H2SO42BF3↑+3CaSO4＋3H2O；B2O3与氨气在高温下反应即生成BN，方程式为B2O3＋2NH32BN＋3H2O；
（2）B的原子序数是5，所以基态B原子的电子排布式为1s22s2sp1；B和N都属于第二周期，同周期自左向右电负性逐渐增大，所以B和N相比，电负性较大的是N，B最外层有3个电子，所以化合价是+3价；
（3）依据价层电子对互斥理论可计算出中心原子的孤电子对数＝1/2(a-xb)＝1/2(3-3×1)＝0，所以BF3分子为平面正三角形结构，F-B-F的键角是120°，杂化轨道类型为sp2；在BF4－中中心原子的孤电子对数＝1/2(a-xb)＝1/2(4-4×1)＝0，所以BF4－的结构为正四面体。
（4）B、N均属于非金属元素，二者形成的化学键是极性共价键；而层与层之间靠分子间作用力结合。
（5）描述晶体结构的基本单元叫做晶胞，金刚石晶胞是立方体，其中8个顶点有8个碳原子，6个面各有6个碳原子，立方体内部还有4个碳原子，如图所示。所以金刚石的一个晶胞中含有的碳原子数＝8×1/8+6×1/2+4=8，因此立方氮化硼晶胞中应该含有4个N和4个B原子。由于立方氮化硼的一个晶胞中含有4个N和4个B原子，其质量是×25g是，立方体的体积是(361.5cm)3，因此立方氮化硼的密度是 g·cm-3。
〖答案〗（1）B2O3＋3CaF2＋3H2SO42BF3↑+3CaSO4＋3H2O；
B2O3＋2NH32BN＋3H2O；
（2）1s22s2sp1；N；+3.
（3）120°；sp2；正四面体。
（4）共价键（或极性共价键）；分子间作用力。
（5）
7．（2011海南，9分）四种短周期元素在周期表中的相对位置如下所示，其中Z元素原子核外电子总数是其最外层电子数的3倍。
X
Y
Z
W
请回答下列问题：
（1）元素Z位于周期表中第______________周期，___________族；
（2）这些元素的氢化物中，水溶液碱性最强的是_______________（写化学式）；
（3）XW2的电子式为_______________；
（4）Y的最高价氧化物的化学式为________________；
（5）W和Y形成的一种二元化合物具有色温效应，请相对分子质量在170～190之间，且W的质量分数约为70％。该化合物的化学式为_________________。
〖答案〗（1）三，VA族；（2）NH3；（3）；（4）N2O5；（5）S4N4
〖解析〗由题干先推导出Z元素为磷元素，则X、Y、W分别是C、N、S。（3）小题的电子式教材中没有，得由二氧化碳的结构类比而来。（5）小题中计算为=：≈1:1，再由相对分子质量得分子式为S4N4
【技巧点拨】“位构性”考查的题，要先找到突破口，如本题中的磷元素，再由此逐个突破。但在写教材中没出现过的元素性质、分子结构等方面的题时，可由同族元素的相似性类比。
8．（2011四川，15分）甲、乙、丙、丁、戊为原子序数依次增大的短周期元素。甲、丙处于同一主族，丙、丁、戊处于同一周期，戊原子的最外层电子数是甲、乙、丙原子最外层电子数之和。甲、乙组成的成的常见气体X能使湿润的红色石蕊试纸变蓝；戊的单质与X反应能生成乙的单质，同时生成两种溶于水均呈酸性的化合物Y和Z，0.1mol/L的Y溶液pH＞1；丁的单质既能与丙元素最高价氧化物的水化物的溶液反应生成盐L也能与Z的水溶液反应生成盐；丙、戊可组成化合物M。
请回答下列问题
（1）戊离子的结构示意图为_______。
（2）与出乙的单质的电子式：_______。
（3）戊的单质与X反应生成的Y和Z的物质的量之比为2:4，反应中被氧化的物质与被还原的物质的物质的量之比为________。
（4）写出少量Z的稀溶液滴入过量L的稀溶液中发生反应的离子方程式：_____ ____。
（5）按下图电解M的饱和溶液，写出该电解池中发生反应的总反应方程式：_______。将充分电解后所得溶液逐滴加入到酚酞试液中，观察到得现象是__________。
〖解析〗本题主要考察元素周期表的结构、元素周期律及电解的应用。由题意知甲、乙、丙、丁、戊分别为H、N、Na、Al、Cl。
〖答案〗（1）Cl－：
（2）
（3）2：3
（4）H＋＋AlO2－＋H2O=Al(OH)3↓
（5）NaCl＋H2ONaClO＋H2↑ 先变红后褪色
9． (2011上海23)工业上制取冰晶石(Na3AlF6)的化学方程式如下：
2Al(OH)3+ 12HF+ 3Na2CO3=2Na3AlF6+ 3CO2↑+ 9H2O
根据题意完成下列填空：
（1）在上述反应的反应物和生成物中，属于非极性分子的电子式 ，
属于弱酸的电离方程式 。
（2）反应物中有两种元素在元素周期表中位置相邻，下列能判断它们的金属性或非金属性强弱的是
（选填编号）。
a．气态氢化物的稳定性 b．最高价氧化物对应水化物的酸性
c．单质与氢气反应的难易 d．单质与同浓度酸发生反应的快慢
（3）反应物中某些元素处于同一周期。它们最高价氧化物对应的水化物之间发生反应的离子方程式为 。
（4） Na2CO3俗称纯碱，属于 晶体。工业上制取纯碱的原料是 。
〖解析〗本题考察电子式和方程式的书写、元素周期律的应用和具体类型的判断。CO2属于非极性分子，HF和H2O属于极性分子；其中氟和氧位置相邻，且位于同一周期；钠和铝、C和O及F处于同一周期。
〖答案〗（1）
（2）ac
（3）Al(OH)3＋OH－=AlO2－＋H2O
（4）离子晶体 氯化钠、二氧化碳和氨
10.（2010天津卷）7．（14分）X、Y、Z、L、M五种元素的原子序数依次增大。X、Y、Z、L是组成蛋白质的基础元素，M是地壳中含量最高的金属元素。
回答下列问题：
⑴ L的元素符号为________ ；M在元素周期表中的位置为________________；五种元素的原子半径从大到小的顺序是____________________（用元素符号表示）。
⑵ Z、X两元素按原子数目比l∶3和2∶4构成分子A和B，A的电子式为___，B的结构式为____________。
⑶ 硒（se）是人体必需的微量元素，与L同一主族，Se原子比L原子多两个电子层，则Se的原子序数为_______，其最高价氧化物对应的水化物化学式为_______。该族2 ~ 5周期元素单质分别与H2反应生成l mol气态氢化物的反应热如下，表示生成1 mol硒化氢反应热的是__________（填字母代号）。
a．+99.7 mol·L－1 b．+29.7 mol·L－1 c．－20.6 mol·L－1 d．－241.8 kJ·mol－1
⑷ 用M单质作阳极，石墨作阴极，NaHCO3溶液作电解液进行电解，生成难溶物R，R受热分解生成化合物Q 。写出阳极生成R的电极反应式：______________；由R生成Q的化学方程式：_______________________________________________。
〖解析〗(1)X、Y、Z、L是组成蛋白质的四种元素且原子序数依次增大，故分别为：H、C、N、O元素；M是地壳中含量最高的元素，为Al，其在周期表的位置为第3周第ⅢA族；再根据五种元素在周期表的位置，可知半径由大到小的顺序是：Al＞C＞N＞O＞H。
(2) N和H 1：3构成的分子为NH3，电子式为；2：4构成的分子为N2H4，其结构式为。
(3)Se比O多两个电子层，共4个电子层，1→4电子层上的电子数分别为：2、8 、18、6，故其原子序数为34；其最高价氧化物对应的水化物的化学式类似H2SO4，为H2SeO4。
非金属性越强，与氢气反应放出的热量越多，故2→5周期放出的热量依次是：d、c、b、a，则第四周期的Se对应的是b。
(4)Al作阳极失去电子生成Al3+，Al3++3HCO3-==Al(OH)3+3CO2，2Al(OH)3Al2O3+3H2O。
〖答案〗(1)O 第三周第ⅢA族 Al＞C＞N＞O＞H
(2)
(3) 34 H2SeO4 b
(4) Al-3e-Al3+ Al3++3HCO3-==Al(OH)3+3CO2 2Al(OH)3Al2O3+3H2O。
【命题立意】本题以元素的推断为背景，综合考查了元素符号的书写、元素位置的判断和原子半径大小的比较；考查了电子式、结构式的书写，元素周期律，和电极反应式、化学方程式的书写，是典型的学科内综合试题。
11．（2010山东卷）32.（８分）【化学-物质结构与性质】
碳族元素包括：C、Si、 Ge、 Sn、Pb。
(1)碳纳米管有单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子通过 杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠 结合在一起。
(2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为 。
(3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br的键角 120°（填“＞”“＜”或“＝”）。
(4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4+处于立方晶胞顶点，Ba2+处于晶胞中心，O2-处于晶胞棱边中心，该化合物化学式为 ，每个Ba2+与 个O2-配位。
〖解析〗(1)石墨的每个碳原子用sp2杂化轨道与邻近的三个碳原子以共价键结合，形成无限的六边形平面网状结构，每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2P轨道，并含有一个未成对电子，这些平面网状结构再以范德华力结合形成层状结构。因碳纳米管结构与石墨类似，可得答案。
(2)共用电子对偏向电负性大的原子，故电负性：C＞H ＞Si。
(3) SnBr2分子中，Sn原子的价层电子对数目是（4+2）/2=3，配位原子数为2，故Sn原子含有故对电子，SnBr2空间构型为V型，键角小于120°。
(4)每个晶胞含有Pb4+：8×=1个，Ba2+：1个，O2-：12×=3个，故化学式为：PbBaO3。Ba2+处于晶胞中心，只有1个，O2-处于晶胞棱边中心，共12个，故每个Ba2+与12个O2-配位
〖答案〗(1) sp2 范德华力
(2) C＞H ＞Si
(3) ＜
12．(2010安徽卷25,14分)X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：
元素
相关信息
X
X的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等
Y
常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山口附近沉积
Z
Z和Y同周期,Z的电负性大于Y
W
W的一种核素的质量数为63，中子数为34
（1）Y位于元素周期表第 周期表 族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的 是 （写化学式）。
（2）XY2是一种常用的溶剂，XY2的分子中存在 个σ键。在H―Y、H―Z两种共价键中，键的极性较强的是 ，键长较长的是 。
（3）W的基态原子核外电子排布式是 。W2Y在空气中煅烧生成W2O的化学方程式是 。
（4）处理含XO、YO2烟道气污染的一种方法，是将其在催化剂作用下转化为单质Y。
已知：
XO(g)+O2(g)=XO2(g) H=－283.0 kJ·mol－2
Y(g)+ O2(g)=YO2(g) H=－296.0 kJ·mol－1
此反应的热化学方程式是 。
〖答案〗(1)3 VIA HClO4
(2)2 H-Z H-Y
(3)[Ar]3d104s1 2Cu2S+3O2=2Cu2O+2SO2
(4)2CO(g)+SO2(g)=S(s)+2CO2 (g) △H=-270kJ/mol
〖解析〗由表中可知，X为C Y为 S Z为 Cl W为Cu
13．（2010福建卷）23．（15分）
J、L、M、R、T是原子序数依次增大的短周期主族元素，J、R在周期表中的相对位置如右表；J元素最低负化合价的绝对值与其原子最外层电子数相等；M是地壳中含量最多的金属元素。
（1）M的离子结构示意图为_____;元素T在周期表中位于第_____族。
（2）J和氢组成的化合物分子有6个原子，其结构简式为______。
（3）M和T形成的化合物在潮湿的空气中冒白色烟雾，反应的化学方程式为_____。
（4）L的最简单气态氢化物甲的水溶液显碱性。
①在微电子工业中，甲的水溶液可作刻蚀剂H2O2 的清除剂，所发生反应的产物不污染环境，其化学方程式为______。
②一定条件下，甲在固定体积的密闭容器中发生分解反应（△H>0）并达平衡后，仅改变下表中反应条件x，该平衡体系中随x递增y递减的是_______（选填序号）。
选项
a
b
c
d
x
温度
温度
加入H2的物质的量
加入甲的物质的量
y
甲的物质的量
平衡常数K
甲的转化率
生成物物质的量总和
（5）由J、R形成的液态化合物JR2 0．2mol在O2中完全燃烧，生成两种气态氧化物，298K时放出热量215kJ。 该反应的热化学方程式为________。
〖解析〗 (1) J元素最低负化合价的绝对值与其原子最外层电子数相等,可以判断J元素为碳元素；M是地壳中含量最多的金属元素为铝元素；根据J、R在周期表中的相对位置可以判断R为硫元素，则T为氯元素，处于第三周期第七主族
（2）J和氢组成含有6个原子的分子为乙烯，其结构简式为CH2=CH2
（3）M和T形成的化合物为AlCl3，与水反应AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl↑，其中氯化氢气体呈雾状
（4）①氨水与双氧水发生氧化还原反应：2NH3·H2O+2H2O2=N2↑+6H2O
生成无污染的氮气；
②甲在固体体积的密闭容器中发生分解反应ΔH>0，ΔH>0表明正反应为吸热反应，升高温度，平衡朝着正方向移动，甲物质的量减少；加入H2的物质的量即增加生成物的浓度，平衡朝逆方向移动，甲的转化率减小
（5）JR2为CS2,燃烧生成二氧化碳和二氧化硫，依题意可以很快的写出反应的热化学方程式CS2+O2(g)= CO2(g)+ SO2(g) ΔH=-275KJ·mol-1
〖答案〗(1) ； ⅦA
（2）CH2=CH2
（3）AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl↑，
（4）①2NH3·H2O+2H2O2=N2↑+6H2O
②a和c;a或c
（5）CS2+O2(g)= CO2(g)+ SO2(g) ΔH=-275KJ·mol-1
14.（2010福建卷）30．[化学-物质结构与性质] （13分）
（1）中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为2KNO3+3C+SA+N2↑+3CO2↑（已配平）
①除S外，上列元素的电负性从大到小依次为 。
②在生成物中，A的晶体类型为 ，含极性共价键的分子的中心原子轨道杂化类型为 。
③已知CN-与N2结构相似，推算HCN分子中键与键数目之比为 。
（2）原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2。T的基态原子外围电子（价电子）排布为 ，Q2+的未成对电子数是 。
（3）在CrCl3的水溶液中，一定条件下存在组成为[CrCln(H2O)6-n]x+（n和x均为正整数）的配离子，将其通过氢离子交换树脂（R-H），可发生离子交换反应：[CrCln(H2O)6-n]x++xR-H→Rx[CrCln(H2O)6-n]+xH+交换出来的H+经中和滴定，即可求出x和n,确定配离子的组成。
将含0．0015 mol[CrCln(H2O)6-n]x+的溶液，与R-H完全交换后，中和生成的需浓度为0．1200 mol·L-1 NaOH溶液25．00 ml，该配离子的化学式为 。
〖解析〗（1）①钾为活泼金属，电负性比较小；在同周期C、N、O在同周期，非金属性逐渐增强，电负性也逐渐增大 ②K2S是离子化合物，属于离子晶体，产物中含有极性共价键的分子为CO2，其空间构型为直线型，中新源自轨道杂化类型为sp；③HCN中CN 与N2结构相同，含有三个键，一个σ键和两个π键；另外C和H之间形成一个σ键，所以HCN分子中σ键和π键数目之比为2：2，即为1：1.
（2）原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，应该都属于第Ⅷ族元素，原子序数T比Q多2，可以确定T为Ni，Q为Fe，所以T的基态原子外围电子（价电子）排布为3d84S2，Q2+即Fe2+的未成对电子数是4.
（3）中和生成的H+需要浓度为0.1200mol/LNaOH溶液25.00ml，则可以得出H+的物质的量为0.12×25.00×10-3=0.0030mol，所以x=0.0030/0.0015=2；Cr的化合价为+3价，x=2可以得知n=1，即该配离子的化学式为[CrCl (H2O)5]2+。
〖答案〗（1）①O>N>C>K ②离子晶体 ③1：1.
（2）3d84S2
（3）[CrCl (H2O)5]2+
15．（2010上海卷）23．胃舒平主要成分是氢氧化铝，同时含有三硅酸镁(Mg2Si3O8.nH2O)等化合物。
（1）三硅酸镁的氧化物形式为 ，某元素与镁元素不同周期但在相邻一族，且性质和镁元素十分相似，该元素原子核外电子排布式为 。
（2）铝元素的原子核外共有 种不同运动状态的电子、 种不同能级的电子。
（3）某元素与铝元素同周期且原子半径比镁原子半径大，该元素离子半径比铝离子半径 (填“大”或“小”)，该元素与铝元素的最高价氧化物的水化物之间发生反应的离子方程式为：
（4） Al2O3、MgO和SiO2都可以制耐火材料，其原因是 。
a．Al2O3、MgO和SiO2都不溶于水
b．Al2O3、MgO和SiO2都是白色固体
c．Al2O3、MgO和SiO2都是氧化物
d．Al2O3、MgO和SiO2都有很高的熔点
〖答案〗1)2MgO·3SiO·nH2O、1s22s1；2)13、5；3)大、Al(OH)3+OH-→AlO2-+2H2O；4)ad。
〖解析〗此题考查了硅化合物、元素周期表、原子的核外电子排布、原子的核外电子运动状态、元素周期律等知识。1）根据胃舒平中三硅酸镁的化学式和书写方法，其写作：2MgO.3SiO.nH2O；与镁元素在不同周期但相邻一族的元素，其符合对角线规则，故其是Li，其核外电子排布为：1s22s1；2)中铝元素原子的核外共有13个电子，其每一个电子的运动状态都不相同，故共有13种；有1s、2s、2p、3s、3p共5个能级；3)与铝元素同周期且原子半径大于镁的元素是钠，其离子半径大于铝的离子半径；两者氢氧化物反应的离子方程式为：Al(OH)3+OH-→AlO2-+2H2O；4)分析三种氧化物，可知三者都不溶于水且都具有很高的熔点。
【技巧点拨】硅酸盐用氧化物的形式来表示组成的书写顺序是：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→非金属氧化物→二氧化硅→水，并将氧化物的数目用阿拉伯数字在其前面表示。比如斜长石KAlSi3O8：K2O·Al2O3·6SiO2。
16．（2010江苏卷）21．(12分)本题包括A、B两小题，分别对应于“物质结构与性质”和“实验化学”两个选修模块的内容。请选定其中一题，并在相应的答题区域内作答。若两题都做，则按A题评分。
A．乙炔是有机合成工业的一种原料。工业上曾用CaC2与水反应生成乙炔。
(1) CaC2中C与O互为等电子体，O的电子式可表示为 ；1mol O中含有的π键数目为 。
(2)将乙炔通入[Cu(NH3)2]Cl溶液生成Cu2C2红棕色沉淀。Cu+基态核外电子排布式为 。
(3)乙炔与氢氰酸反应可得丙烯腈(H2C=CH-CN)。丙烯腈分子中碳原子轨道杂化类型是 ；分子中处于同一直线上的原子数目最多为 。
(4) CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似（如右图所示），但CaC2晶体中含有的中哑铃形C的存在，使晶胞沿一个方向拉长。CaC2晶体中1个Ca2+周围距离最近的C数目为 。
〖答案〗
（1） 2NA
（2）1s22s22p63s23p63d10
（3）sp杂化 sp2杂化 3
（4）4
〖解析〗本题主要考察核外电子排布式、等电子体原理、杂化轨道、分子的平面构型、晶体结构等
（1）根据等电子体原理可知，O的电子式，在1mol三键含有2mol的π键和1mol的σ键，故1mol O中，含有2NA个π键
（2）Cu为29号元素，要注意3d轨道写在4s轨道的前面同时还有就是它的3d结构，Cu+的基本电子排布式为1s22s22p63s23p63d10
（3）—通过丙烯氰的结构可以知道碳原子的杂化轨道类型为sp和sp2杂化，同一直线上有3个原子。
（4）依据晶胞示意图可以看出，从晶胞结构图中可以看出，1个Ca2+周围距离最近的C
有4个，而不是6个，要特别主要题给的信息。
17．（2010四川理综卷）26.（15分）短周期元素形成的常见非金属固体单质A与常见金属单质B，在加热条件下反应生成化合物C，C与水反应生成白色沉淀D和气体E，D既能溶于强酸，也能溶于强碱。E在足量空气中燃烧产生刺激性气体G，G在大气中能导致酸雨的形成。E被足量氢氧化钠溶液吸收得到无色溶液F。溶液F在空气中长期放置发生反应，生成物之一为H。H与过氧化钠的结构和化学性质相似，其溶液显黄色。
请回答下列问题：
（1）组成单质A的元素位于周期表中第 周期，第 族
（2）B与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为： 。
G与氯酸钠在酸性条件下反应可生成消毒杀菌剂二氧化氯。该反应的氧化产物为 ，当生成2 mol二氧化氯时，转移电子 mol。
溶液F在空气中长期放置生成H的化学反应方程式为： 。
H的溶液与稀硫酸反应产生的现象为 。
〖答案〗（1）三 ⅥA
（2）2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
（3）硫酸钠（Na2SO4） 2
（4）4Na2S+O2+2H2O=4NaOH+2Na2S2
（或2Na2S+O2+2H2O=4NaOH+2S；Na2S+S= Na2S2 ）
（5）溶液由黄色变为无色，产生浅黄色沉淀和（臭鸡蛋气味的）气体
〖解析〗本题考查的知识点有元素及其化合物的性质、物质结构、氧化还原反应相关计算。
由生成白色沉淀D ，D既能溶于强酸，也能溶于强碱，推测D是Al(OH)3再逆推可知，B为Al 。G在大气中能导致酸雨的形成，可猜测G可能为SO2逆推可知: A为S，综合可知C为Al2S3 D为Al(OH)3,E为H2S,G为SO2F为Na2S.(1)(2)比较简单，（3）SO2与氯酸钠在酸性条件下反应，SO2为还原剂被氧化为SO42-,根据电子得失可以判断生成2 mol二氧化氯时，转移电子2 mol。由H与过氧化钠的结构和化学性质相似，其溶液显黄色。结合前面的信息可以推测H为Na2S2.
18．（2010重庆卷）26．（15分）金属钙线是炼制优质钢材的脱氧脱磷剂，某钙线的主要成分为金属M和Ca，并含有3.5%（质量分数）CaO。
（1）Ca元素在周期表中位置是 ，其原子结构示意图 ．
（2）Ca与最活跃的非金属元素A形成化合物D，D的电子式为 ，D的沸点比A与形成的化合物E的沸点 ．
（3）配平用钙线氧脱鳞的化学方程式：
P+ FeO+ CaO Ca3(PO4)2+ Fe
（4）将钙线试样溶于稀盐酸后，加入过量NaOH溶液，生成白色絮状沉淀并迅速变成灰绿色，最后变成红褐色M(OH)2 。则金属M为______；检测Mn+的方法是_____（用离子方程式表达）．
（5）取1.6g钙线试样，与水充分反映，生成224mlH2（标准状况），在想溶液中通入适量的CO2，最多能得到CaCO3 g．
〖答案〗（15分）
（1）第四周期第ⅡA族，
（2） ，高
（3）2P+5FeO+3CaOCa3（PO4）2+5Fe
（4）Fe；Fe+3SCN-=Fe(SCN)3
（5）1.1
〖解析〗本题考查钙、铁的知识。（1）Ca为20号，位于第四周期，第IIA族。（2）最活泼的金属为：F, CaF2为离子化合物，SiF4为分子晶体，故CaF2的沸点高。（3）P从0价升至+5价，Fe从+2价降至0价，根据得失电子守恒有，P前配2，FeO前配5.（4）有颜色变化可知，红褐色N(OH)2为Fe(OH)3，Fe3+与KSCN变血红色。（5）Ca与Fe中只有Ca与水能反应生成H2，由Ca~ H2得，n(Ca)=0.224/22.4=0.01mol。n(CaO)=1.6×3.5%/56=0.01mol。由钙守恒得，m(CaCO3)=(0.01+0.001)×100=1.1g。
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