1．简单了解元素周期表的发展历程。
2．了解元素周期表的编排规则及结构。
3．能描述元素在元素周期表中的位置。
要点一
1．形成。
1869年，由俄国化学家门捷列夫初步绘制完成。
2．编排原则。
(1)按原子序数递增的顺序从左到右排列，把电子层数相同的元素排成一横行。
(2)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从上到下排成一纵行。
3．周期。
周期表中有7个横行，叫做周期。周期的序数就是该周期元素的原子具有的电子层数。第一、二、三周期称为短周期；第四、五、六周期称为长周期；第七周期称为不完全周期。
4．族。
周期表有18个纵行，称为族，主族元素的族序数后标A，副族元素的族序数后标B。第8、9、10三纵行称为第Ⅷ族，第18纵行称为0族。
5．相互关系。
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
【应用思考】
1．(1)最外层电子数是2的元素都是第ⅡA族吗？
(2)同周期第ⅡA和第ⅢA族元素的原子序数一定相差1吗？
提示：(1)不一定，0族的He原子最外层也是两个电子。
不一定，第四周期之后的不是，因为有副族元素的存在。
要点二
【应用思考】
2．观察元素周期表，确认每一纵行各代表哪一族，如：按从左到右的顺序排列，第3纵行是第____族，第15纵行是第____族，第9纵行是第____族，ⅤB族在第____纵行，ⅢA族处于第____纵行等。
提示：ⅢB ⅤA Ⅷ 5 13
3．若某离子最外层电子数与次外层电子数相同，则它位于元素周期表的什么位置？
提示：若为阴离子，则它位于第三周期；若为阳离子，则它位于第四周期。
4．电子层结构相同的离子，它们一定位于同一周期吗？
提示：不一定，电子层结构相同的离子，有一些是阴离子，有一些是阳离子，是连续的两个周期，阴离子在同周期，阳离子在下周期。
要点三
1．过渡元素：元素周期表中部从第ⅢB族到ⅡB族10个纵行共60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．镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。
3．锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，称为锕系元素。
4．超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素，这些元素叫做超铀元素。
1．由长周期元素和短周期元素共同构成的族是(A)
①0族 ②主族 ③副族 ④第Ⅷ族
A．①② B．①③
C．②③ D．③④
2．下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是(B)
3．某元素原子的原子核外有三个电子层，最外层电子数是4，该原子核内的质子数是(A)
A．14 B．15
C．16 D．17
1．19世纪中叶，门捷列夫的突出贡献是(B)
A．提出原子学说
B．发现元素周期律
C．提出分子学说
D．发现氧气
解析：A.道尔顿提出了近代原子学说，故A错误； B．1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，故B正确；C.阿伏加德罗提出了分子学说，故C错误；D.拉瓦锡发现氧气，故D错误；故选B。
2．现行的元素周期表中，其中元素种类最多的族是(B)
A．ⅠA B．ⅢB
C．Ⅷ D．ⅦA
解析：ⅢB族有镧系和锕系的元素。
3．已知某元素的原子序数，则不能推出该元素原子的(B)
A．质子数 B．中子数
C．电子数 D．核电荷数
解析：在原子中，质子数＝原子序数＝核电荷数＝电子数，质量数＝质子数＋中子数，所以已知某元素的原子序数，则不能推出该元素原子的中子数，故选B。
4．下列有关元素周期表的说法正确的是(A)
A．元素周期表有七个周期
B．元素周期表有18个族
C．ⅠA族的元素全部是金属元素
D．短周期是指第一、二、三、四周期
解析：A.目前元素周期表有7个横行，每个横行是一个周期，有7个周期，故A正确；B.元素周期表含有7个主族、7个副族、1个0族、1个Ⅷ族，共有16个族，故B错误；C.ⅠA族包含碱金属与氢元素，氢元素属于非金属元素，故C错误；D.短周期为第一、二、三周期，第四周期属于长周期，故D错误；故选A。
5．下列各组元素中，属于同一主族的是(B)
A．氧、硫、钠 B．氯、溴、碘
C．钠、镁、氮 D．碳、硅、钾
6．下列各组中的元素，同属于同一周期的是(A)
A．氧、碳、氮 B．钠、铝、锂
C．镁、铝、氧 D．氯、溴、碘
解析：明显只有A同属于第二周期元素，答案为A。
7．据国外有关资料报道，在独居石(一种共生矿，化学成分为Ce、La、Nb等的磷酸盐)中，查明有尚未命名的116、124、126号元素。试判断116号元素应位于周期表的(B)
A．第六周期第ⅣA族 B．第七周期第ⅥA族
C．第七周期第ⅦA族 D．第八周期第ⅥA族
8．下列关于元素周期表的叙述正确的是(B)
A．周期表中有八个A族，八个B族
B．目前使用的元素周期表中，最长的周期含有32种元素
C．短周期元素是指1～20号元素
D．原子及其离子核外电子层数都等于该元素所在周期数
解析：A.元素周期表有18个纵行，含7个主族、7个副族、1个0族、1个Ⅷ族，故A错误；B.一至七周期元素的种类数为2、8、8、18、18、32、26，最长的周期为第六周期，含有32种元素，故B正确；C.短周期为一、二、三周期，短周期元素是指1～18号元素，故C错误；D.原子及其阴离子核外电子层数都等于该元素所在周期数，而阳离子电子层数比原子少，则小于周期数，故D错误；故选B。
9．元素周期表中有相邻元素A、B、C，A与B同周期，B与C同主族，它们的原子最外层电子数之和为19，原子序数之和为41，则这三种元素的名称分别为：
A________，B________，C________。
解析：A可能是在B的左或右，C可能是在B 的上或下，根据原子序数是整数判断得出，A在B的右边，C在B的上边。
答案：氯 硫 氧
10．X、Y、Z和W代表原子序数依次增大的四种短周期元素，它们满足以下条件：
①元素周期表中Z与Y相邻，Z与W也相邻；
②Y、Z和W三种元素的原子最外层电子数之和为17。
请填空：
(1)Y、Z和W三种元素是否位于同一周期？(选填“是”或“否”)________，理由是__________________________；
(2)Y是________，Z是________，W是________；
(3)X、Y、Z和W可组成一化合物，其原子个数之比为8∶2∶4∶1，写出该化合物的化学式________。
答案：(1)否 同周期相邻三种元素的最外层电子数之和必定是3的倍数
(2)氮 氧 硫
(3)(NH4)2SO4
课件20张PPT。 第一节 元素周期表
第1课时 元素周期表
一、元素周期表中的规律
1．奇偶规律。
元素周期表中，原子序数是奇数的主族元素，位于奇数族，主要化合价是奇数；原子序数是偶数的主族元素，位于偶数族，主要化合价是偶数。记忆口诀为“奇序奇族奇价，偶序偶族偶价”。2．相邻周期原子序数之差的规律。3.同主族中相邻元素的原子序数关系的规律。4.常见族的别称。例1 某些元素可用于制造半导体材料，它们在周期表中分布于( )
A．第18纵行
B．左下方区域
C．右上方区域
D．金属和非金属元素分界线附近解析：位于金属与非金属交界处的元素，具有金属性和非金属性，可用于制造半导体材料，而位于左下方区域为活泼金属、位于右上方区域为非金属，第18纵行为稀有气体，故选D。
答案：D?变式应用
1．国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式元素周期表原先的主副族及族号取消，由左至右改为18纵行。如碱金属为第1纵行，稀有气体元素为第18纵行。按此规定，下列说法中错误的是(C)
A．第9纵行元素中没有非金属元素
B．第17纵行为卤族元素
C．只有第2纵行元素原子的最外层有2个电子
D．在整个18纵行元素中，第3纵行元素种类最多解析：在长式周期表中各族元素的排列顺序为：ⅠA、ⅡA、ⅢB→ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA→ⅦA、0族，18纵行元素应分别与以上各族对应．A.第9纵行元素为第Ⅷ族元素，属于过渡金属元素，故A正确；B.第17纵行为卤素，故B正确；C.第2纵行为碱土金属族，其最外层有2个电子，但元素He及多数过渡元素的最外层也是2个电子，故C错误；D.第3纵行含有锕系、镧系元素，元素种类最多，故D正确；故选C。二、元素在元素周期表中位置的确定方法
1．以0族为基准给元素定位。(1)确定纵行数(族序数)。
元素的纵行数＝原子序数－相近且小的稀有气体原子序数，所得纵行数与族序数的对应关系如下表。(2)确定周期数。
元素的周期数＝原子序数相近且小的稀有气体的周期数＋1。
例如：判断原子序数为41的元素在元素周期表中的位置。分析：41与36接近，有41－36＝5，该元素处于第五周期ⅤB族。使用此法若为第六、七周期ⅢB族(含镧系、锕系元素)后的元素需再减14定位。2．根据每周期元素的种类给元素定位。
周期序数 一 二 三 四 五 六 七
元素种类 2 8 8 18 18 32 …
(1)二、三周期同族元素原子序数相差8。
(2)三、四周期同族元素中，ⅠA、ⅡA族相差8，其他族相差18。(3)四、五周期同族元素原子序数相差18。
(4)五、六周期同族元素中，ⅠA、ⅡA族相差18，其他族相差32。
(5)六、七周期同族元素原子序数相差32。例2 如下图所示各为元素周期表的一部分，表中数字是原子序数，其中X为35的是( )解析：X的原子序数为35，为Br元素，位于周期表中第四周期第ⅦA族。A.14号、32号元素分别为Si、Ge，处于第ⅣA族上下相邻的元素，故A错误；B.74号、76号元素分别为W、Os，处于第六周期，则X为第四周期的Mn元素，不符合，故B错误；C.18号、54号元素分别为Ar、Xe，则X位于周期表中第四周期第ⅦA族，符合，故C正确；D.26号、28号元素分别为Fe、Ni，处于第四周期，则X在第五周期，不符合，故D错误；故选C。
答案：C名师点睛：(1)每一周期的最后一个元素的原子序数分别是：2，10，18，36，54，86……
(2)相邻周期同主族元素原子序数相差为：第Ⅰ、Ⅱ主族相差数目为上一周期的元素种类，如：Na与K，相差为Na所在周期的元素种类(8)；第Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ主族相差数目为下一周期的元素种类，如Cl与Br，相差为Br所在周期的元素种类(18)。?变式应用
2．A、B分别为同周期Ⅱ、Ⅲ主族的元素，则下列A、B的原子序数关系不正确的是(C)
A．A＋1＝B B．A＋11＝B
C．A＋18＝B D．A＋25＝B
1．了解碱金属元素的原子结构及特点。
2．了解碱金属元素化学性质的相似性及递变性。
3．认识结构决定物质性质的因果关系。
要点
1．碱金属元素。
Li、Na、K的原子结构示意图分别为、、。
(1)相同点：最外层都是1个电子。
(2)不同点：从Li到Cs电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
2．碱金属元素性质的相似性。
(1)单质均呈银白色(Cs除外)，有金属光泽，硬度小，密度较小，熔点较低，有良好的导电性和导热性。
(2)最高正价均为＋1价。
(3)均为活泼金属，氧化物对应的水化物均为碱性。
(4)单质均能与非金属单质发生反应。
(5)单质均能和水发生反应：2M＋2H2O===2MOH＋H2↑(M代表碱金属)。
3．碱金属元素性质的递变性(按原子序数递增的顺序)。
(1)单质的熔、沸点呈现降低趋势。
(2)元素的金属性逐渐增强，单质的还原性逐渐增强。
(3)与O2反应的产物越来越复杂，反应程度越来越剧烈。
(4)与水反应的程度越来越剧烈，产物的碱性逐渐增强。
4．原子结构与性质之间的关系。
【应用思考】
1．结合钠、钾的性质，应如何保存单质钾？
提示：因K与O2、H2O等会发生反应，故应密闭保存，又因为K的密度比煤油大且二者不反应，所以和Na一样，K也常保存在煤油中。
2．什么是元素的金属性？
提示：金属性是指元素的原子失去电子难易程度的性质，即元素的原子越易失电子，元素的金属性就越强。
1．金属钠比金属钾(D)
A．金属性强 B．还原性强
C．原子半径大 D．熔点高
2．下列四种演示金属钾与水反应的实验装置，正确的是(B)
解析：由于金属钾与水反应过于剧烈，故应用玻璃片盖住。
3．下列各组比较中不正确的是(B)
A．锂与水反应不如钠与水反应剧烈
B．还原性：K＞Na＞Li，故K可以从NaCl溶液中置换出金属钠
C．熔、沸点：Li＞Na＞K
D．碱性：LiOH＜NaOH＜KOH
1．46 g金属钠在空气中充分燃烧得到淡黄色粉末，该粉末与足量的水反应放出气体的体积是(标准状况下)(B)
A．44.8 L B．11.2 L
C．22.4 L D．5.6 L
解析：46 g金属钠在空气中充分燃烧得到1 mol Na2O2，1 mol Na2O2与足量的水反应放出气体0.5 mol O2；答案为B。
2．下列关于碱金属按Li、Na、K、Rb、Cs的顺序叙述中不正确的是(C)
A．碱金属原子最外层都只有一个电子，在化学反应中容易失电子表现出强还原性
B．单质的熔点和沸点依次递减
C．单质都能与水反应生成碱，都能在空气中燃烧生成过氧化物
D．原子半径逐渐增大，单质与水反应的剧烈程度逐渐增强
解析：金属锂在空气中燃烧只生成氧化物。
3．将一小块金属钾投入下列物质的溶液中，既能放出气体，又有沉淀析出的是(C)
A．NaCl B．BaCl2
C．CuCl2 D．NaHCO3
解析：将一小块金属钾投入CuCl2溶液中，既能放出H2，又有Cu(OH)2沉淀析出，其他选项显然不合题意；答案为C。
4．钾的金属活动性比钠强，根本原因是(C)
A．钾的密度比钠小
B．钾的熔点比钠低
C．钾原子比钠原子多一个电子层
D．加热时，钾比钠更易气化
5．根据图示回答，经数小时后，U形管A、B两处的液面会出现下列哪种情况(实验装置足以维持实验期间小白鼠的生命活动，瓶口密封，忽略水蒸气和温度变化对实验结果的影响)(C)
A．A处上升，B处下降 B．A、B两处都下降
C．A处下降，B处上升 D．A、B两处都不变
解析：小白鼠吸入O2，呼出CO2，呼出的CO2被溶液吸收，导致内压减小，故A处下降、B处上升。
6．有关金属钾的下列叙述中，错误的是(D)
A．金属性比Na活泼
B．与冷水剧烈反应，生成KOH并放出氢气
C．在CO2中能继续燃烧，所以金属钾着火，不能用CO2去灭火
D．在通常情况下其表面有一层致密的氧化膜，所以抗腐蚀能力很强
解析：A、B、C明显正确；K很活泼，容易氧化，但不能形成致密的氧化膜；故答案为D。
7．下列关于碱金属的叙述中，错误的是(A)
A．碱金属单质都能在氧气里燃烧生成过氧化物
B．它们都能与水反应生成氢气和碱
C．所形成的阳离子的氧化性较弱
D．碱金属的硬度小、密度小、熔点低
解析：锂在氧气中燃烧产物是氧化锂，没有过氧化物，A错；其他选项明显正确；答案为A。
8．铯是碱金属元素，下列关于铯及其化合物叙述中，不正确的是(A)
A．Cs密度比水要小
B．Cs与水反应十分剧烈，甚至会发生爆炸
C．Cs2CO3加热时不易分解
D．CsOH是强碱，碱性比KOH强
解析：Cs密度比水要大，A错；其他选项明显正确；答案为A。
9．当水和铷与另一碱金属的合金7.8 g完全反应时，放出的氢气在标准状况下为0.2 g，则合金中另一金属可能是(B)
A．银 B．钠
C．钾 D．铯
解析：根据生产氢气的量，可得出消耗的碱金属是0.2 mol，由于是铷的合金，0.2 mol该金属的质量应小于7.8 g，故可能是锂或钠；答案为B。
10．有人设计了如图所示的实验装置，目的是做钠与水反应的实验并验证：①钠的物理性质；②钠与水反应的产物。
操作步骤：将大头针向上提，使钠块落入水中，将小试管扣在导管上收集反应产生的气体，用拇指堵住试管口移近酒精灯，松开拇指，点燃气体。同时观察大试管中溶液的颜色变化。
请回答下列问题：
(1)大头针上的钠块不宜过大，也不宜太小，为什么？
(2)有同学建议直接在导管口来点燃验证产生的气体，这种建议合理吗？
(3)写出钠与水反应的化学方程式。
答案：(1)金属钠过大容易产生爆炸，太小则现象不明显。
(2)不合理；氢气是可燃性气体，点燃前应该验纯。
(3)2Na ＋ 2H2O===2NaOH ＋ H2↑。
课件21张PPT。第一节 元素周期表
第2课时 碱金属元素
一、碱金属元素性质相似性与递变性的比较 特别提示：Na、K与盐溶液的反应：
因Na、K等很活泼的金属易与H2O反应，故当Na、K投入到盐溶液中时，不是从溶液中置换出相对不活泼的金属，而是先与水发生反应生成碱与氢气，然后生成的碱再与盐发生复分解反应(若不符合复分解反应的条件，则只发生金属与水的反应)。例1 关于碱金属单质的性质叙述错误的是( )
A．在空气中燃烧的生成物都是过氧化物
B．与盐溶液反应时都能生成碱和氢气
C．熔沸点随原子序数增加而降低
D．还原性随原子电子层数的增加而增强解析：碱金属随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐增强，单质的还原性逐渐增强，与氧气结合能力增强，熔沸点逐渐降低。
答案：A名师点睛：碱金属元素的个体差异：
(1)Na、K通常保存在煤油中，Li通常用石蜡油密封；
(2)碱金属元素还原性最强的是Cs，最弱的是Li；
(3)第一主族并不全部是碱金属，还有氢元素；(4)碱金属元素只有Li与O2反应产物是一种Li2O，其他元素与氧气反应的产物最少有两种；
(5)碱金属元素从上到下密度逐渐增大，但是K的密度比Na小。?变式应用
1．根据碱金属的性质变化规律可推测铯的性质，下列推测正确的是(A)
A．灼烧CsCl时，火焰有特殊的颜色
B．Cs不能与水反应
C．在钠、钾、铯三种单质中，钠的熔点最低
D．CsOH是弱碱解析：碱金属中钠、钾元素焰色反应均能使火焰呈现特殊的颜色，故铯也可以，A项正确；碱金属均易与水反应，故B项错误；碱金属一族随着核电荷数增加金属性增强，熔点降低，故在钠、钾、铯三种单质中，铯的熔点最低，故C项错误；碱金属一族随着核电荷数增加金属性增强，最高价氧化物对应的水化物碱性增强，故CsOH是强碱，故D项错误；本题选A。二、金属性强弱的比较
1．根据原子结构。原子半径越大，金属性越强，反之则越弱。
2．根据元素在周期表中的位置。同周期元素，从左至右，随着原子序数的增加，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。3．根据实验结论。
(1)与水或酸反应置换出氢的难易：金属单质与水或酸(非氧化性酸)反应置换出氢的速率越快(反应越剧烈)，表明元素金属性越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表明该元素金属性越强。(3)置换反应：一种金属能把另一种金属从它的盐溶液里置换出来，表明前一种金属元素比后一种金属元素的金属性强。
(4)单质的还原性强弱：还原性越强，则金属性越强。
(5)离子的氧化性强弱：离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。4．根据金属活动性顺序。一般来说，排在前面的金属的金属性较强。
特别提示：(1)如某金属元素金属性越强，则单质与水(或酸)反应就越剧烈，最高价氧化物的水化物碱性越强。
(2)金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。例2 已知钡的活动性处于钾和钠之间，则下述说法中可能实现的是( )
A．钡可从氯化钾溶液中置换出钾
B．钡可从冷水中置换出氢气
C．钡可从氯化钠溶液中置换出钠
D．在溶液中钡离子可氧化金属锌，使之成为锌离子解析：元素金属性的递变与其对应金属单质还原性的递变规律是一致的，钡的活动性极强，所以在溶液中都是先与水进行反应产生氢气。
答案：B
名师点睛：从掌握的碱金属元素的相似性和递变性，逐渐推及到整个周期表的金属元素的相似性和递变性。?变式应用
2．下列叙述中肯定能说明金属甲比金属乙活泼性强的是(D)
A．甲原子最外层电子数比乙原子的最外层电子数少
B．甲原子电子层数比乙原子电子层数多
C．1 mol 甲从酸中置换生成的H2比1 mol 乙从酸中置换生成的H2多
D．常温下，甲能从酸中置换出氢气，而乙不能解析：不能用最外层电子数的多少来比较金属的活泼性，A错；同样也不能用原子电子层数多少来比较金属的活泼性，B错；C显然也错；甲能从酸中置换出氢气，而乙不能，说明甲比较活泼，D正确；答案为D。
1．了解卤族元素在周期表中的位置。
2．了解卤素原子的结构特点。
3．了解卤素单质的物理性质和化学性质。
4．揭示结构与性质的内在联系。
1．卤素单质的物理性质的相似性和递变性。
单质
F2→Cl2→Br2→I2
相似性
颜色
都有颜色
毒性
都有毒
递变性
状态
从气态到固态
颜色
逐渐加深
密度
逐渐增大
熔、沸点
逐渐升高
2.卤素单质的化学性质的相似性和递变性。
(1)卤素单质与氢气的反应。
单质
F2
Cl2
Br2
I2
相似性
H2＋X2===2HX(X代表卤素原子)
递变性
反应条件
黑暗
光照或点燃
加热
不断加热
反应剧烈程度
越来越弱
产物的稳定性
HF>HCl>HBr>HI
(2)卤素单质间的置换反应。
实验操作
实验现象
化学方程式
静置后，液体分层，上层接近无色，下层橙红色
2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2
续表
静置后，液体分层，上层接近无色，下层紫色
2KI＋Cl2===2KCl＋I2
实验操作
实验现象
化学方程式
静置后，液体分层，上层_接近无色，下层紫色
2KI＋Br2===2KBr＋I2
结论：
原子结构与性质的关系。
【应用思考】
1．结合同主族元素性质的递变规律，判断H3PO4和H3AsO4酸性的强弱；H2O和H2S的稳定性。
提示：同主族元素，原子序数越大，非金属性越弱，其最高价含氧酸酸性越弱，气态氢化物稳定性越弱。故酸性：H3PO4>H3AsO4，稳定性：H2O>H2S。
2．请写出两个离子反应以证明氧化性强弱为：Cl2>Br2>I2。
提示：Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－，Br2＋2I－===I2＋2Br－。
1．关于卤素(用X表示)的下列叙述正确的是(C)
A．卤素单质与水反应均可用X2＋H2O===HXO＋HX表示
B．HX热稳定性随核电荷数增加而增强
C．卤素单质的颜色从F2→I2随相对分子质量增大而逐渐加深
D．X－离子的还原性依次为：F－＜Cl－＜Br－＜I－，因此相对分子质量小的卤素单质可将相对分子质量大的卤素从其盐溶液中置换出来
解析：2F2＋2H2O===O2＋4HF，A错；HX热稳定性随核电荷数增加而减弱，B错；F2优先与水反应，故不能用F2从其他盐溶液中置换出来卤素单质，D错；C显然正确；答案为C。
2．卤素单质的性质与F2＞Cl2＞Br2＞I2的变化规律不相符的是(C)
A．与氢气反应的剧烈程度
B．气态氢化物的稳定性
C．单质还原性的强弱
D．与水反应的剧烈程度
3．实验室里下列药品的保存方法中，正确的是(A)
A．溴化银保存于棕色瓶中
B．液溴以少量的水液封后用橡皮塞塞紧
C．碘保存于细口玻璃瓶中
D．氢氧化钠溶液盛放在带磨口玻璃塞的试剂瓶中
解析：溴化银不稳定，应该避光保存；液溴有强氧化性，不能用橡皮塞密封；碘单质是固体，应存放于广口瓶中；氢氧化钠试剂瓶应该用橡胶塞密封。
1．日常生活中常用到“加碘食盐”“含氟牙膏”等商品，这里的碘和氟应理解为(C)
A．单质 B．分子
C．元素 D．氧化物
2．下列卤族元素中，非金属性最强的是(A)
A．氟 B．氯
C．溴 D．碘
解析：根据元素周期律判断，同一周期中，元素的非金属性随着原子序数的增大而增大，同一主族中，元素的非金属性随着原子序数的增大而减小。氟、氯、溴、碘是同一主族元素，氟、氯、溴、碘的非金属性随着原子序数的增大而减小，所以非金属性最强的是氟；故选A。
3．关于卤素的下列叙述中，不正确的是(A)
A．卤素是典型的非金属元素，因此在反应中常作为还原剂
B．随着核电荷数的增加，卤素单质的熔沸点升高
C．卤素只以化合态存在于自然界中
D．卤素单质都能和H2反应
解析：卤素是典型的非金属元素，因此在反应中常作为氧化剂，A错；其他选项显然正确；答案为A。
4．氯化碘(ICl)的化学性质和氯气相似，预计它与水反应的最初生成物是(B)
A．HI和HClO B．HCl和HIO
C．HClO3和HIO D．HClO和HIO
解析：氯化碘性质类似氯气，与水反应生成两种酸，根据化合价，氯化碘中碘呈＋1价，生成次碘酸，氯呈－1价，生成氯化氢。
5．关于卤素的下列叙述正确的是(D)
A．卤素是典型的非金属元素，因此不能与其他非金属元素化合
B．卤素各单质都能与水发生剧烈反应
C．卤化银都是白色固体，既不溶于水，也不溶于稀硝酸
D．卤素单质都能与钠反应生成钠的卤化物
解析：卤素是典型的非金属元素，能与很多其他非金属化合，如P、S等，A错；Cl 2 、Br 2 、I 2 与水均较微弱地反应，B错；AgF溶于水，AgBr为不溶于酸的浅黄色沉淀，AgI为不溶于酸的黄色沉淀，C错；D正确；答案为D。
6．向KBr和KI的混合溶液中通入过量氯气，溶液蒸干后并将剩余物灼烧，最后残余的物质是(A)
A．KCl B．KCl和I2
C．KCl和Br2 D．KCl和KBr
7．下列关于卤素的叙述中正确的是(B)
A．卤素的钾盐中，最易被氧化的是氟化钾
B．溴中溶有少量氯气，可以用加入溴化钠再用汽油萃取的方法提纯
C．溴化银具有感光性，碘化银不具感光性
D．某溶液与淀粉碘化钾溶液反应出现蓝色，则证明该溶液是氯水或溴水
解析：卤素的钾盐中，最易被氧化的是碘化钾，A错误；溴中溶有少量氯气，可以用加入溴化钠再用汽油萃取的方法提纯，B正确；氯化银，溴化银和碘化银都具有感光性，C错误；只能证明该溶液有氧化性，能与碘离子反应，不能证明是氯水或溴水，也可能是双氧水或硝酸溶液，D错误；故选B。
8．(CN)2、(OCN)2、(SCN)2等化合物的性质与卤素相似，称为“类卤素”。已知卤素和“类卤素”的氧化性由强到弱的顺序如下：F2、(OCN)2、Cl2、Br2、(CN)2、(SCN)2、I2、(SeCN)2。下列叙述正确的是(D)
A．反应I2＋2SCN－===2I－＋(SCN)2能自发进行
B．反应Cl2＋2CN－===2Cl－＋(CN)2不能自发进行
C．氧化性：F－＜OCN－＜Br－＜SCN－
D．类卤素在碱性溶液中会发生自身氧化还原反应
解析：氧化性(SCN)2强于I2，故A错误；Cl2氧化性强于(CN)2，反应Cl2＋2CN－===2Cl－＋(CN)2能自发进行，B错；还原性：F－＜OCN－＜Br－＜SCN－，C错；D显然正确；答案为D。
9．在硬质玻璃管中的A、B、C处依次放有浸有KBr溶液、KI溶液、淀粉溶液的三个棉球(如图所示)。由左端导入Cl2，在B处加热，可观察到A处棉球呈________色，B处棉球呈现________色，C处棉球呈________色。将试管冷却后，在B、C之间的玻璃壁上有______色的________，这是因为____________________________。
答案：橙 黄 蓝 紫 固体 生成的碘单质冷却结晶
10．某学生往一支试管里按一定顺序分别加入下列物质：
A．KI溶液 B．淀粉溶液
C．NaOH D．新制氯水
发现溶液颜色按下面次序变化：
①无色→②棕黄色→③蓝色→④无色
依据溶液颜色的变化回答下列问题：
(1)加入以上药品的顺序是：__________________________。
(2)写出①→②的离子反应方程式：______________________。
(3)写出③→④的化学反应方程式：______________________。
答案：(1)A、D、B、C
(2)2I－＋Cl2===I2＋2Cl－
(3)I2＋2NaOH===NaI＋NaIO＋H2O
课件28张PPT。第一节 元素周期表
第3课时 卤素元素
一、元素非金属性强弱的判断方法
1．同周期元素，从左到右非金属性逐渐增强，如Cl>S。同主族元素，从上到下非金属性逐渐减弱，如Cl>Br。
2．根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，表明非金属性越强。如酸性：HClO4(高氯酸)>H2SO4，则非金属性：Cl>S。3．根据与氢气反应生成气态氢化物的难易程度，越易化合则其非金属性越强。如H2＋F22HF，H2＋Cl22HCl，则非金属性：F>Cl。
4．根据氢化物的稳定性，氢化物越稳定则其非金属性越强。如氢化物的稳定性：HF>HCl>HBr>HI，则非金属性：F>Cl>Br>I。5．根据置换反应，活动性强的非金属单质可置换出活动性相对较弱的非金属单质。如Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2，则非金属性：Cl>Br。
6．非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。例1 根据元素的单质和化合物的性质判断元素非金属性强弱的依据一般是( )
A．元素最高价氧化物的水化物的碱性强弱
B．元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱
C．元素的单质跟酸反应置换出氢气的难易
D．元素的单质跟氢气反应生成气态氢化物水溶液的酸性强弱解析：A.非金属对应的最高价氧化物的水化物为酸，则可利用元素最高价氧化物对应的水化物的酸性的强弱来比较非金属性，故A错误；
B．元素的非金属性越强，则最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，所以能利用元素最高价氧化物对应的水化物的酸性的强弱来比较非金属性，故B正确；C．非金属元素的单质一般不与酸反应，故C错误；
D．利用元素的单质与氢气生成气态氢化物的难易以及氢化物的稳定性能判断非金属性强弱，不能根据氢化物的酸性强弱来判断非金属性，故D错误；故选B。
答案：B名师点睛：卤族元素单质及其化合物性质总结。
(1)按由F→I的顺序，元素的非金属性逐渐减弱。
(2)氢化物的稳定性逐渐减弱：HF＞HCl＞HBr＞HI。
(3)氢化物的还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI。
(4)最高价氧化物的水化物的酸性强弱：HClO4＞HBrO4＞HIO4，F无正价，所以无含氧酸。 (5)颜色：卤族元素自上而下，单质的颜色逐渐加深。
(6)密度：卤族元素自上而下，单质的密度逐渐增大。
(7)熔、沸点：卤族元素同碱金属相反，自上而下，单质的熔、沸点逐渐升高。 (8)溶解性：除F2外，卤族单质在水中的溶解性均不大，且在水中发生歧化反应，X2＋H2O===HX＋HXO，而F2与水发生置换反应，生成O2和HF。均易溶于有机溶剂。
(9)卤族元素形成的简单离子，除F－外，都容易与Ag＋形成不溶于硝酸的沉淀AgX，根据沉淀的颜色不同，可用来检验溶液中的卤素离子。?变式应用
1．下列物质中，最易与氢气化合的是(A)
A．F2 B．Cl2
C．Br2 D．I2
解析：元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，与氢气化合越容易，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，则非金属性：F＞Cl＞Br＞I，所以F的非金属性最强，则F2的氧化性最强，最易与氢气化合，故选A。二、同主族元素性质递变规律
由碱金属元素和卤素的性质来看，元素的化学性质主要由原子的最外层电子数决定，其次是电子层数。原子结构相似的元素，它们的化学性质表现出相似性和递变性。同主族从上至下，元素及其典型化合物性质递变规律，如下表所示：特别提示：(1)金属性和非金属性讨论的对象是元素，具体表现为该元素的单质或特定化合物的性质。
(2)氧化性和还原性讨论的对象是具体物质或某物质中的特定粒子，具体表现在该物质中某元素得失电子的能力。 例2 随着卤族元素原子序数递增，下列说法正确的是( )
A．单质的熔、沸点逐渐降低
B．最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱
C．单质的氧化性逐渐增强
D．气态氢化物的稳定性逐渐增强解析：A.卤素单质都属于分子晶体，从上到下单质的相对分子质量逐渐增大，分子间作用力逐渐增强，单质的熔、沸点升高，故A错误；
B．卤族元素从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱，故B正确；C．卤族元素从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，对应单质的氧化性逐渐减弱，故C错误；
D．卤族元素从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性减弱，故D错误；故选B。
答案：B?变式应用
2．已知同主族元素X、Y、Z三种元素的原子序数X＜Y＜Z，则下列判断中正确的是(D)
A．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序增强
B．阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序减弱
C．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序增强
D．元素非金属性按X、Y、Z的顺序减弱解析：单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱，A错；阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序增强，B错；气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱，C错；元素非金属性按X、Y、Z的顺序减弱，D正确；答案为D。三、卤素(用X表示)单质的性质的相似性、递变性和特性
1．相似性。
(1)与H2反应：X2＋H22HX。
(2)与活泼金属(如Na)反应：2Na＋X22NaX。
(3)与H2O反应。
2F2＋2H2O===4HF＋O2，
X2＋H2O??HX＋HXO(X＝Cl、Br、I)。(4)与碱反应。
X2＋2NaOH===NaX＋NaXO＋H2O(X＝Cl、Br、I)。
2．递变性。
(1)氧化性与还原性。(2)与H2反应的难易及氢化物稳定性(由F2→I2)。
①与H2反应越来越难，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
②氢化物中HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高。(3)卤素单质与变价金属(如Fe)反应。
2Fe＋3X22FeX3(X＝F、Cl、Br)，
Fe＋X2FeX2(X＝I)。
3．卤素单质的特殊性质。
(1)Br2在常温下是唯一的液态非金属单质，易挥发。
(2)碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。
例3 氟、氯、溴、碘四种元素，它们的下列性质的递变规律不正确的是( )
A．单质与H2反应程度依次减弱
B．单质的氧化性依次减弱
C．Cl2可从KBr溶液中氧化出Br2
D．F2可从NaCl溶液中氧化出Cl2
解析：A、B、C明显正确；F2先与NaCl溶液中的水反应放出O2，D错；答案为D。
答案：D?变式应用
3．下列关于卤素(用X表示)叙述正确的是(D)
A．其单质与水反应的通式为：X2＋H2O===HX＋HXO
B．HX极易溶于水，其水溶液是强酸
C．按F、Cl、Br、I的顺序，HX热稳定性越来越稳定
D．按F、Cl、Br、I的顺序，其单质的熔沸点逐渐增大解析：2F2＋2H2O===4HF＋O2，A错；HF水溶液为弱酸性，B错；按F、Cl、Br、I的顺序，HX热稳定性越来越弱，C错；D显然正确；答案为D。
1．了解质量数的定义。
2．了解原子的表示方法。
3．了解核素和同位素的概念。
4．能识别不同概念间的相互关系。
要点一
1．原子的构成。
原子(X)
2．数值关系。
(1)质量数：忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的数值。
(2)数值关系。
质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
数量关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
3．表示方法。
X中X表示某元素的原子，Z表示质子数，A表示质量数。
1．核素。
把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。
2．同位素。
(1)定义。
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。
(2)特点。
天然存在的同位素，相互间保持一定的比率。
(3)核素与元素之间的关系：有的元素有多种核素，有的元素只有一种核素，所以元素分单核素元素和多核素元素。
(4)同位素的用途。
同位素在日常生活、工农业生产和科学研究中有着重要的用途。如：①6C在考古工作中用于测定一些文物的年代；②92U用于制造原子弹、核电站发电；③H、H用于制造氢弹；④放射性同位素释放的射线可用于育种、治疗癌症和肿瘤等。
【应用思考】
1．所有原子的原子核都有质子和中子吗？
提示：不一定。原子核中一定含质子，但不一定有中子，如H中只有质子而没有中子。
2．质子数相同而中子数不同的微粒一定互为同位素吗？
提示：不一定。例如：OH－与F－，它们质子数均为9，核外电子数均为10，但不能说它们互为同位素，因为它们不是同一种元素构成的。
3．结合核外电子排布讨论：互称同位素的不同核素为什么具有几乎完全相同的化学性质？
提示：同种元素的不同核素核内质子数相同，具有完全相同的核外电子排布，因此化学性质几乎完全相同。
1．下列互为同位素的是(C)
A．H2与D2 B．14N与14C
C．16O与17O D．金刚石与石墨
2.6C－NMR(核磁共振)可用于含碳化合物的结构分析，6C表示的是(D)
A．核外有13个电子，其中6个能参与成键
B．核内有6个质子，核外有7个电子
C．质量数是13，原子序数是6，核内有7个质子
D．质量数是13，原子序数是6，核内有7个中子
3．下列关于指定粒子构成的几种描述中，不正确的是(C)
A．37Cl与39K具有相同的中子数
B．第114号元素的一种核素X与Pb具有相同的最外层电子数
C．H3O＋与OH－具有相同的质子数和电子数
D．O与S2－具有相同的质子数和电子数
1．下列各组中互为同位素的是(C)
A.K与Ca B．3H2O与1H2O
C.K与K D．金刚石与石墨
解析：A.二者质子数分别为：19、20，质子数不相同，故A错误； B．二者都是由氢氧元素组成的不同水分子，结构相同，为同一物质，故B错误．C.二者质子数相同，中子数不同，都是K元素的不同核素，互为同位素，故C正确；D.金刚石和石墨都是由碳元素组成的结构不同的单质，互为同素异形体，故D错误；故选C。
2．据报载我国最近合成多种元素的新的同位素，其中一种是Hf(铪)，它的中子数是(B)
A．72 B．113
C．185 D．257
解析：Hf的质子数为72，质量数为185，中子数＝质量数－质子数＝185－72＝113，故选B。
3．下列粒子中，与K＋含有相同电子数的是(B)
A．F－ B．Cl－
C．Br－ D．I－
解析：因K＋的电子数是19－1＝18，A.F的原子序数为9，则F－的电子数为9＋1＝10，故A错误；B.Cl－的原子序数为17，则Cl－的电子数为17＋1＝18，故B正确；C.Br－的原子序数为35，则Br－的电子数为35＋1＝36，故C错误；D.I－的原子序数为53，则I－的电子数为53＋1＝54，故D错误；故选B。
4．下列说法正确的是(D)
A．所有原子都是由质子、中子和核外电子构成的
B．只要知道粒子的质子数，就一定能确定它是什么元素
C．由于质量数＝质子数＋中子数，所以，电子是没有质量的
D．分子的质子数等于该分子中各原子质子数之和
解析：有些原子没有中子，如H，A项错；粒子可以指原子、分子、离子，B项错；电子不是没有质量，而是很小可以忽略，C项错。
5．下列叙述错误的是(D)
A．13C和14C属于同一种元素，它们互为同位素
B.H和H是不同的核素，它们的质子数相等
C．14C和14N的质量数相等，它们的中子数不等
D．6Li和7Li的电子数相等，中子数也相等
6．下列说法不正确的是(B)
①质子数相同的不同微粒一定是由同一元素组成 ②质子数和电子数均相同的两种微粒，不可能一种是分子，一种是离子 ③电子数相同的微粒，不一定由同种元素构成 ④一种元素不可以形成不同单质 ⑤某元素的相对原子质量取整数值就是质量数
A．①②⑤ B．①④⑤
C．①②③ D．②③④
解析：微粒可以指原子、分子、离子，故①错；质子数和电子数都相同的微粒，即所带电荷相等，要么都是分子，要么都是离子，故②对；元素的相对原子质量是由各种核素进行加权平均得到的，不能直接得到其质量数，故⑤错。
7．下列各组中两种微粒所含电子数不相等的是(D)
A．H3O＋和OH－ B．CO和N2
C．HNO2和NO D．CH和NH
解析：A.H3O＋和OH－均含有10个电子，A不正确；B.CO和N2均含有14个电子，B不正确；C.HNO2和NO均含有24个电子，C不正确；D.CH中含有8个电子，而NH含有10个电子，D正确，答案选D。
8．Se是人体必需微量元素，下列关于Se和Se说法正确的是(B)
A.Se和Se互为同素异形体
B.Se和Se互为同位素
C.Se和Se分别含有44和46个质子
D.Se和Se都含有34个中子
解析：Se和Se质子数相同，中子数不同，故互为同位素，故A错误，B正确；C.Se的质子数为34，Se的质子数也为34，故C错误；D.Se的中子数为78－34＝44，Se的中子数为80－34＝46，故D错误；故选B。
9．完成下列表格。
粒子
符号
质子数
(Z)
中子数
(N)
质量数
(A)
用X
表示
①O
8
18
②Al
14
27
③Ar
18
22
④Cl
C
⑤H
H
答案：①10 8O ②13 Al ③40 Ar
④17 18 35 ⑤1 0 1
10．有A、B、C、D、E 5种短周期元素，A与B可形成BA型化合物，且A元素是卤族元素中非金属性最强的元素；金属B的原子核内质子数比它前一周期同主族元素原子的质子数多8；C元素有3种同位素C1、C2、C3，自然界里含量最多的是C1，C3原子的质量数是C1的3倍，C2原子的质量数是C1的2倍；D的气态氢化物的水溶液呈碱性，而其最高价氧化物对应的水化物为强酸；E元素原子的最外层电子数比次外层电子数多4。
(1)写出下列元素的元素符号：A________，B________，C________，D________，E________。
(2)写出C1、C2、C33种原子的符号：
C1________，C2________，C3________。
(3)A与B形成的化合物的化学式是____________________。
最常见的E原子与C2形成的分子中含________个中子。
答案：(1)F Na H N O (2)H
H(D) H(T) (3)NaF 10
课件18张PPT。第一节 元素周期表
第4课时 核素 同位数
一、原子或离子中各微粒间的数目关系
1．原子的质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子数。
2．阳离子所带电荷数＝质子数－核外电子数；阴离子所带电荷数＝核外电子数－质子数。3．质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
4．质子数(Z)＝阳离子的核外电子数＋阳离子所带的电荷数。
5．质子数(Z)＝阴离子的核外电子数－阴离子所带的电荷数。例1 中国科学技术名词审定委员会已确定第116号元素Lv的名称为鉝。关于 Lv的叙述错误的是( )
A．原子序数116 B．中子数177
C．核外电子数116 D．相对原子质量293解析：A.元素符号左下角表示的是原子核内的质子数，原子核内的质子数等于该元素的原子序数，所以该元素的原子序数是116，正确。B.在原子符号的左上角表示该元素原子的质量数，质量数就是质子数与中子数的和，所以该原子的中子数是293－116＝177，正确。C.对于元素的原子来说，原子核内的质子数等于原子核外的电子数，等于元素的原子序数，所以该原子的原子核外电子数116，正确。D.293只表示该同位素原子的质量数，由于不知道该元素有几种同位素原子，各种同位素原子的含量是多少，因此不能确定该元素的相对原子质量，错误。
答案：D名师点睛：熟悉掌握一个粒子之间的各种关系：质量数＝质子数＋中子数；在不带电粒子中，质子数＝电子数；在带正电粒子中，电子数＝质子数－所带电荷数；在带负电粒子中，电子数＝质子数＋所带电荷数。?变式应用
1．分析发现，某陨石中含有半衰期极短的镁的一种放射性同位素Mg，该同位素的原子核内的中子数是(C)
A．12 B．14
C．16 D．28
解析：镁的质子数为12，则镁的一种放射性同位素Mg的质子数为12，质量数为28，该同位素的原子核内的中子数为28－12＝16，故选C。二、元素、核素、同位素之间的区别与联系特别提示：(1)H、H是两种核素，它们互称为同位素，同位素的质子数一定相同，中子数一定不相同。
(2)同位素的质子数相同，原子核外电子层结构相同，化学性质基本相同。
(3)大多数元素都有同位素，所以核素的种类比元素的种类要多。
(4)同位素属于同一种元素，但不是同种原子。例如H、H、H是三种不同的氢原子，都属于氢元素。例2 “玉兔”号月球车用Pu作为热源材料。下列关于Pu的说法正确的是( )
A.Pu与U互为同位素
B.Pu与Pu互为同素异形体
C.Pu与U具有完全相同的化学性质
D.Pu与Pu具有相同的最外层电子数解析：A.Pu与U的质子数不同，不能互为同位素，错误；B.Pu与Pu均是核素，不是单质，不能互为同素异形体，错误；C.Pu与U的质子数不同，属于不同的元素，不可能具有完全相同的化学性质，错误；D.Pu与Pu的质子数相同，具有相同的最外层电子数，正确；答案选D。
答案：D名师点睛：元素、核素、同位素的判断方法。
(1)首先，要明确各种粒子的本质区别：元素是指质子数相同的一类原子的统称；核素指的是质子数和中子数都相同的一类原子；同位素指的是质子数相同而中子数不同的核素。(2)其次，答题时要明确原子表示符号的几组数字。X表示一个质量数为A、质子数为Z的X原子。只要Z相同就是同种元素；A、Z都相同的就是同种核素；Z相同而A不同的互称为同位素。但是，Z不相同的则无论A是否相等都属于不同元素，更不能成为同位素。?变式应用
2．诺贝尔化学奖得主Gerhard Ertl对金属Pt表面催化CO氧化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)
A.Pt和Pt的质子数相同，互称为同位素
B.Pt和Pt的中子数相同，互称为同位素
C.Pt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素
D.Pt和Pt的质量数不同，不能互称为同位素
1．了解原子的核外电子能量的高低与分层排布的关系。
2．了解原子的核外电子分层排布的规律。
电子层数
由内向外
数字表示法
1
2
3
4
5
6
7
字母表示法
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
由较近到较远
电子能量
由较低到较高
【应用思考】
1．讨论分析元素的化学性质主要取决于原子结构的哪部分。
提示：原子核外电子离核越远，能量越高，活泼性越强，故原子发生化学反应时，主要是最外层电子发生变化。所以元素原子的化学性质主要取决于原子核外的电子层数和最外层电子数。
2．前20号元素与稀有气体原子电子层结构相同的离子：
(1)与Ne原子电子层结构相同的离子有：________；
(2)与Ar原子电子层结构相同的离子有：________。
提示：(1)F－、O2－、N3－、Na＋、Mg2＋、Al3＋
(2)Cl－、S2－、P3－、K＋、Ca2＋
1．下列叙述正确的是(B)
A．电子的能量越低，运动区域离核越远
B．核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动
C．稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子
D．当M层是最外层时，最多可排布18个电子
2．核电荷数分别是16和4的元素原子相比较，前者的下列数据是后者4倍的是(B)
①质子数 ②最外层电子数 ③电子层数 ④电子总数
A．①② B．①④
C．②③ D．③④
3．下列各原子结构示意图中所表示的核外电子排布正确的是(C)
1．下列微粒中，核外电子总数为10的是(A)
A．Na＋ B．CO2
C．CO D．N2
解析：A.钠原子有11个电子，Na＋核外电子总数为10，故A正确；B.碳原子有6个电子，氧原子有8个电子，CO2中核外电子总数是22，故B错误；C.碳原子有6个电子，氧原子有8个电子，CO中核外电子总数是14，故C错误；D.氮原子有7个电子，N2核外电子总数是14，故D错误；故选A。
2．下列叙述中，正确的是(C)
A．核外电子排布完全相同的两种微粒，其化学性质一定相同
B．凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布
C．核外电子排布相同的两原子一定属于同种元素
D．阴离子的核外电子排布一定与上一周期稀有气体元素原子的核外电子排布相同
解析：核外电子排布完全相同的两种微粒，化学性质不一定相同，如K＋和Cl－，A项错；H＋核外没有电子，不具有稀有气体元素原子的核外电子排布，B项错；阴离子的核外电子排布一般与同一周期稀有气体元素原子的核外电子排布相同，D项错。
3．某元素原子的核电荷数是电子层数的五倍，其质子数是最外层电子数的三倍，该元素的原子核外电子排布是(C)
A．2、5 B．2、7
C．2、8、5 D．2、8、7
解析：第一层最多排2个电子，第二层最多8个，第三层最多18个，某元素原子的核电荷数是电子层数的五倍，则电子层数为2、3或4。若含有2个电子层，则电子数为10，不满足质子数是最外层电子数的三倍；若含有3个电子层，则电子数为15，满足质子数是最外层电子数的三倍，则该元素为P，其原子核外电子排布是2、8、5；若含有4个电子层，则电子数为20，不满足质子数是最外层电子数的三倍；故选C。
4．A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是(C)
A．硅和钠 B．硼和氮
C．碳和氯 D．碳和铝
解析：设A原子的L层上有x个电子，则有下表：
K
L
M
A
2
x
B
2
2x
x＋3
由原子核外电子的排布规则和上表A、B原子的电子排布关系可得，2x＝8，得x＝4。则A原子序数为6，B为17，故A是碳，B是氯。
5．与氢氧根离子具有相同的质子数和电子数的微粒是(C)
A．CH4 B．NH
C．NH D．Cl－
解析：氢氧根离子中质子数为各元素的质子数之和，一个氢氧根离子中的质子数是9个，电子数是10个。
A．甲烷分子中质子数是10，电子数是10，所以和氢氧根离子中质子数不同，电子数相同，故A错误；
B．铵根离子中质子数是11，电子数是10，所以和氢氧根离子中质子数不同，电子数相同，故B错误；
C．NH中质子数是9，电子数是10，所以和氢氧根离子中质子数和电子数都相同，故C正确；
D．氯离子中质子数是17，电子数是18，所以和氢氧根离子中质子数和电子数都不同，故D错误。故选C。
6．某原子的第x电子层，当它属于最外电子层时，最多容纳的电子数与第(x－1)层最多容纳的电子数相同；当它属于次外层时，最多容纳的电子数比第(x－1)层最多容纳的电子数多10个。则此电子层是(C)
A．K层 B．L层
C．M层 D．N层
解析：每一层最多容纳的电子数目为：
K
L
M
N
2
8
18
32
且最外层不超过8，次外层不超过18，以此推出x层为M层，当它为最外层时最多容纳8个电子，与L层一样，当它为次外层时最多容纳18个，比L层多10个。
7．有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a，且A3－与Bn＋的电子排布完全相同，则元素B的核电荷数为(B)
A．a－n－3 B．a＋n＋3
C．a＋n－3 D．a－n＋3
解析：设B的核电荷数为b，由题意可得，a＋3＝b－n, 即 b＝a＋3＋n。
8．与NH互为等电子体的分子是(A)
A．CH4 B．OH－
C．NO D．H3O＋
解析：一个NH中的质子数是11个，电子数是10个，CH4、OH－、H3O－电子数是10个，但属于分子的只有CH4；答案为A。
9．A、B、C、D四种元素，它们原子的核电荷数均小于18，且依次递增。A原子核内仅有1个质子，B原子的电子总数与D原子的最外层电子数相等，A原子与B原子的最外层电子数之和与C原子的最外层电子数相等，D原子的
最外层电子数是次外层电子数的3倍。试推断它们各是什么元素，并写出其元素名称与符号。
A：________；B：________；C：________；D：________。
解析：A原子的原子核内只有一个质子，说明A是氢元素；D原子的最外层电子是次外层的3倍，则电子排布只能是2和6，即D为氧元素；B原子的电子总数与D原子的最外层电子数相等，即为6，故B为碳元素；A原子与B原子的最外层电子数之和与C原子的最外层电子数相等，即C原子的最外层电子为5，且C的原子序数比D少，故C为氮元素。
答案：氢，H 碳，C 氮，N 氧，O
10．A、B、C、D、E是五种元素，它们的核外电子排布如下表所示：(用元素符号填空)
元素
各电子层的电子数
K
L
M
N
A
2
7
B
2
8
1
C
2
8
18
7
D
2
8
2
E
2
8
7
(1)属于同一周期的元素是_____________________________。
(2)属于同一主族的元素是_____________________________。
(3)B单质与水反应的化学方程式是______________________。
(4)E单质与水反应的化学方程式是______________________。
答案：(1)Na、Mg、Cl (2)F、Cl、Br
(3)2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
(4)Cl2＋H2O??HCl＋HClO
课件24张PPT。 第二节 元素周期律
第1课时 原子核外电子的排布一、核外电子分层排布的规律
1．能量最低原理。
原子核外电子总是先排布在能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。2．各电子层的电子分布规律。
以n表示原子核外电子层的序号。
(1)各电子层最多容纳电子数为2n2。
(2)当n为最外层时，最多容纳8个电子(n＝1时最多容纳2个电子)。
(3)当n为次外层时，最多容纳18个电子。特别提示：(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。
(2)电子不一定排满M层才排N层，如K和Ca的核外电子排布情况分别为：例1 第三周期R元素的原子，其次外层的电子数为最外层电子数的2倍，则R是( )
A．Li B．S
C．Si D．P解析：A.Li原子核外各层电子数分别为2、1，次外层的电子数为最外层电子数的2倍，但属于第二周期，故A错误；B.S原子核外各层电子数分别为2、8、6，次外层的电子数不为最外层电子数的2倍，故B错误；C.Si原子核外各层电子数分别为2、8、4，次外层的电子数为最外层电子数的2倍，属于第三周期，故C正确；D.P原子核外各层电子数分别为2、8、5，次外层的电子数不为最外层电子数的2倍，故D错误；故选C。
答案：C名师点睛：核外电子的排布规律。
(1)各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层)。
(2)最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。(3)核外电子总是先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。
(4)以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。
?变式应用
1．原子核外的M电子层和L电子层最多容纳的电子数的关系是(A)
A．大于 B．小于
C．等于 D．不能确定
解析：原子核外的M层和L层最多可容纳的电子数分别为18、8，所以是“大于”，答案选择A项。二、核外电子排布的表示方法特别提示：质子数与核外电子数的关系。
原子：核内质子数＝核外电子数
阳离子：核内质子数＝核外电子数＋离子所带电荷数
阴离子：核内质子数＝核外电子数－离子所带电荷数例2 下列原子结构示意图正确的是( )
解析：A、B两项最外层电子数不能超过8个；C项正确；D项次外层不能超过18个，答案为C。
答案：C?变式应用
2．下列四种粒子的结构示意图中，属于稀有气体元素的原子是(D)
解析：显然D属于稀有气体元素的原子，答案为D。
三、等电子体
等电子体一般是指电子数目相等的微粒；如N2与CO。
1．10个电子微粒。
分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；
阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH、H3O＋；
阴离子：F－、O2－、N3－、OH－、NH。2．18个电子微粒常见有16种。
阳离子：K＋、Ca2＋；
阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－；
分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4等。例3 A＋、B＋、C－、D、E五种微粒(分子或离子)，它们都分别含有10个电子，已知它们有如下转化关系：
(1)写出①的离子方程式：_____________________；
写出②离子方程式：__________________________。(2)除D、E外，请写出两种含10个电子的分子________________。
(3)除A＋、B＋ 外，请写出两种含10个电子的阳离子：___________________________________________。名师点睛：等电子体因为所含电子数一样，所以在性质上有一些共性，也是考试的一个热点，因此在高一就要夯实基础，死记硬背不利于知识的灵活应用，故要学会推导等电子体。
(1)以该电子的惰性气体为基础，往前推，得非金属元素的阴离子或者该元素的氢化物；往后推，得金属元素的阳离子。(2)因为H＋中不含电子，故与其他粒子结合，原粒子的电子数不变化。
(3)18e－微粒来源大体分三个部分：一是第三周期元素的气态氢化物及去H＋的对应离子，二是第四周期的金属阳离子，三是由第二周期气态氢化物去掉氢原子后，两两结合得到的分子，共16种，阳离子：K＋、Ca2＋；阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－；分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4等。?变式应用
3．与Ne的核外电子排布相同的离子跟与Ar的核电子排布相同的离子所形成的化合物是(A)
A．Na2S B．CCl4
C．KCl D．Na2O解析：A.Na2S中的Na＋与Ne核外电子排布相同、S2－离子结构与Ar核外电子排布相同，故A正确；B.CCl4是共价化合物，不存在离子，故B错误；C.氯化钾中，氯离子的核外电子排布与Ar的核外电子排布相同，钾离子与Ar的核外电子排布也相同，故C错误；D.氧化钠中，氧离子的核外电子排布与Ne的核外电子排布相同，钠离子与Ne的核外电子排布也相同，故D错误；故选A。
1．了解元素原子结构的周期性变化。
2．了解元素性质的周期性变化。
3．理解元素周期律的内容及实质。
4．形成结构决定性质的科学思想。
要点
1．元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律。
(1)原子结构的变化规律。
原子序数
电子层数
最外层
电子数
达到稳定结构时的
最外层电子数
1～2
1
1→2
2
3～10
2
1→8
8
11～18
3
1→8
8
结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化
(2)原子半径的变化规律。
3～10号元素
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
原子半径/pm
152
89
82
77
75
74
71
——
续表
11～18号元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
原子半径/pm
186
160
143
117
110
102
99
——
变化趋势
结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化
(3)元素主要化合价的变化规律。
原子序数
主要化合价的变化
1～2
＋1―→0
3～10
＋1―→＋5
－4―→－1―→0
11～18
＋1―→＋7
－4―→－1―→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化
2.探究第三周期元素性质的递变规律。
(1)钠、镁、铝的性质比较。
单
质
单质与水(或
酸)的反应现象
化学方程式
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
Na
与冷水剧烈反应，放出氢气
2Na＋2H2O===
2NaOH＋H2↑
NaOH强碱
Mg
与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气；与酸剧烈反应，放出氢气
Mg＋2H2O
Mg(OH)2＋H2↑；
Mg＋2HCl===
MgCl2＋H2↑
Mg(OH)2
中强碱
Al
与酸迅速反应，放出氢气
2Al＋6HCl===
2AlCl3＋3H2↑
Al(OH)3
两性氢氧化物
结论：①金属性强弱顺序为：Na＞Mg＞Al；
②随着核电荷数减小，与水(酸)反应越来越容易，氢氧化物的碱性越来越强
(2)硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律。
单质
Si
P
S
Cl
最高正价
＋4
＋5
＋6
＋7
最低负价
－4
－3
－2
－1
单质与氢气
反应的条件
高温
磷蒸气与
氢气反应
光照
点燃或
爆炸
时产生
H2SiO3
续表
单质
Si
P
S
Cl
最高价氧化
物对应的水
化物
分子式
H3PO4酸
分子式
中强
H2SO4酸
分子式
强
HClO4酸
分子式
最强
无机酸
结论：非金属性逐渐增强
综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：
从左往右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3．元素周期律。
(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，由于元素原子结构的周期性变化，引起了元素性质上的周期性变化，这体现了结构决定性质的规律。
【应用思考】
1．随着原子序数的递增，C、N、O、F的最高正化合价也递增吗？
提示：不是，因为F无正价，O无最高正化合价。
2．请结合原子结构解释同周期元素随着原子序数的递增，元素性质的递变性。
提示：因同周期元素原子的电子层数相同，但核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。
1．下列关于元素周期律的叙述正确的是(B)
A．随元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化
C．随元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现
D．元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化
解析：A项错，第一周期和副族元素除外；C项错，金属无负价，O、F无正价；D项错，元素性质的周期性变化的根本原因是原子结构的周期性变化。
2．能说明钠的金属性比镁强的事实是(B)
A．钠的硬度比镁小
B．NaOH的碱性比Mg(OH)2强
C．钠的熔点比镁低
D．Na2O的熔点比MgO低
3．下列说法正确的是(B)
A．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强
B．ⅣA族元素的氢化物中，稳定性最好的是CH4
C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强
D．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小
解析：A项错，H元素是第ⅠA元素，但是它没有金属性；C项错，没有强调最高价非金属氧化物；D项错，同一周期，后面非金属的阴离子的半径比前面金属阳离子的电子层数多，所以半径较大。
1．原子序数从11依次增加到17，下列递变关系错误的是(B)
A．电子层数不变
B．原子半径逐渐增大
C．最高正价数值逐渐增大
D．从硅到氯，负价从－4到－1
解析：原子序数从11到17，原子半径逐渐减小，故B错；答案为B。
2．下列各组元素性质的递变情况正确的是(A)
A．Na、Mg、Al原子最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素最高正价依次降低
C．N、O、F原子半径依次增大
D．Na、K、Rb的金属性依次减弱
解析：A显然正确；P、S、Cl元素最高正价依次升高，B错；N、O、F原子半径依次减小，C错；Na、K、Rb的金属性依次增强，D错；故答案为A。
3．下列各离子化合物中，阳离子与阴离子的半径之比最小的是(C)
A．KCl B．NaBr
C．LiI D．KF
解析：Li＋、Na＋、 K＋ 中半径最小的是Li＋，F－、Cl－、Br－、I－中半径最大的是I－，当分子最小，分母最大时，比值最小，故LiI阳离子与阴离子的半径之比最小。
4．下列关于元素周期表和元素周期律的说法不正确的是(D)
A．从氟到碘，其氢化物的稳定性逐渐减弱
B．氧与硫为同主族元素，氧比硫的原子半径小，氧比硫的非金属性强
C．第三周期从钠到氯，最高价氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
D．因为铝原子比钠原子失去电子数目多，所以铝比钠的还原性强
解析：A.元素非金属性越强，其氢化物的稳定性越强，非金属性F＞Cl＞Br＞I，所以从氟到碘，其氢化物的稳定性逐渐减弱，故A正确；B.原子电子层数越多其原子半径越大，同一主族元素，元素非金属性随着原子序数增大而减弱，O和S位于同一主族且S原子序数大于O，所以氧比硫的原子半径小，氧比硫的非金属性强，故B正确；C.同一周期元素，元素金属性随着原子序数增大而减弱、非金属性随着原子序数增大而增强，元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物碱性越强，元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，所以第三周期从钠到氯，最高价氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，故C正确；D.金属原子越易失电子，则其还原性越强，Na比Al易失电子，所以还原性Na＞Al，故D错误；故选D。
5．关于主族元素(F、O除外)性质的下列叙述中不正确的是(D)
A．主族序数等于原子最外层电子数
B．主族元素最高正化合价等于最外层电子数
C．第n主族元素其最高正化合价为＋n价，最低负化合价绝对值为8－n(n≥4)
D．第n主族元素其最高价氧化物分子式为R2On，氢化物分子式为RHn(n≥4)
解析：R最高价为n，最低价为n－8，其氢化物分子式应为：RH8－n(n≥4)。
6．下列粒子半径比较中，正确的是(B)
A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜K＋
B．S2－＞Cl－＞K＋＞Ca2＋
C．O2－＞S2－＞Cl－＞Br－
D．F－＞Li＋＞Na＋＞S2－
解析：电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，电子层越多离子半径越大，
A．离子半径：Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜K＋，故A错误；
B．离子半径：S2－＞Cl－＞K＋＞Ca2＋，故B正确；
C．离子半径：Br－＞S2－＞Cl－＞O2－，故C错误；
D．离子半径：S2－＞F－＞Na＋＞Li＋，D错误；故选B。
7. 已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确的是(A)
A．气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3
B．非金属活动性：Y＜X＜Z
C．原子半径：X＞Y＞Z
D．原子最外电子层上电子数的关系：Y＝X＋Z
8．已知A、B、C、D、E是核电荷数依次增大的五种短周期元素，原子半径按D、E、B、C、A的顺序依次减小，B、E同主族。下列推断正确的是(A)
A．A、B、E一定不在同一周期
B．D为第二周期元素
C．A、D不可能在同一主族
D．B、D可能在同一周期
解析：依题意可知，A为氢元素，故所有元素大概的位置如下：
A
B
C
D
E
A、B、E肯定不在同一周期，A项正确；D只能是第三周期，B项错；A、D可以是同主族，也可以不是，C项错，B、D不可能是同一周期，D项错。
9．下表为元素周期表的一部分，请回答有关问题：
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2
①
②
③
3
④
⑤
⑥
⑦
⑧
4
⑨
⑩
(1)⑤和⑧的元素符号是__________和__________；
(2)表中最活泼的金属是__________，非金属最强的元素是__________；(填写元素符号)
(3)①和②可形成__________化合物(填“离子”或“共价”)；
(4)⑦和⑩单质氧化性__________强(填写元素符号)；
(5)⑥的最高正价是__________。
解析：(1)由元素在周期表中位置，可知①为C、②为O、③为F、④为Al、⑤为Si、⑥为S、⑦为Cl、⑧为Ar、⑨为K、⑩为Kr，故答案为：Si；Ar；
(2)同周期自左而右金属性减弱、非金属性增强，同主族自上而下金属性增强、非金属性减弱，故K的金属性最强、F的非金属性最强，故答案为：K；F；
(3)①和②可形成的化合物为CO、二氧化碳，均属于共价化合物，故答案为：共价；
(4)非金属性越强，单质氧化性越强，同主族自上而下非金属性减弱，非金属性越强，故Cl元素单质氧化性强，故答案为：Cl；
(5)主族元素最高正化合价等于族序数(O、F元素除外)；⑥处于第三周期ⅥA族，最高正化合价为＋6，故答案为：＋6。
答案：(1)Si Ar (2)K F (3)共价 (4)Cl (5)＋6
10．W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短同期元素，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。
(1)W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生成盐和水，该反应的离子方程式为___________________________。
(2)W与Y 可形成化合物W2Y，该化合物的电子式为
_______________________________________________。
(3)Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为_________________________________________。
(4)比较Y、Z气态氢化物的稳定性____________＞________________(用分子式表示)。
(5)W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是：______＞________＞______＞________。
解析：W是钠，X是铝，Y是硫，Z是氯。
答案：(1)OH－＋Al(OH)3===AlO＋
2H2O
(2)Na＋Na＋
(3)SO2＋Cl2＋2H2O===2HCl＋H2SO4
(4)HCl H2S
(5)S2－ Cl－ Na＋ Al3＋
课件21张PPT。 第二节 元素周期律
第2课时 元素周期律一、周期表中元素性质的变化规律特别提示：元素的性质与元素原子的核外电子排布的关系。
(1)一般来说，当最外层电子数少于4个时，易失去电子，表现出金属性；当最外层电子数多于4个时，易得到电子，表现出非金属性。
(2)当最外层为8个电子(氦为2个电子)时，原子处于稳定结构，化学性质稳定。例1 短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。已知Y与W的原子序数之和是Z的3倍，下列说法正确的是( )
A.原子半径：X＜Y＜Z
B．气态氢化物的稳定性：X＞Z
C．Z、W均可与Mg形成离子化合物
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y＞W解析：设元素Y的原子序数为y，根据各元素在元素周期表中的位置可得：y＋y＋10＝3×(y＋1)，解得y＝7，则Y为N元素、X为Si元素、Z为O元素、W为Cl元素。A.同周期主族元素，从左向右原子半径逐渐减小，则Z＜Y＜X，错误；B.非金属性越强，气态氢化物的稳定性越强，则X＜Z，错误；C.O元素、Cl元素都能与Mg形成离子化合物，正确；D.HClO4的酸性大于HNO3的酸性，所以最高价氧化物对应水化物的酸性：Y＜W，错误；答案为C。
答案：C名师点睛：元素周期律有助于我们从个体的性质推及其他元素的性质，方便我们由点及面地学习，继而掌握全部的物质性质。?变式应用
1．W、X、Y、Z均是短周期元素，X、Y处于同一周期，X、Z的最低价离子分别为X2－和Z－ ，Y＋和Z－离子具有相同的电子层结构。下列说法正确的是(D)
A．原子最外层电子数：X＞Y＞Z
B．单质沸点：X＞Y＞Z
C．离子半径：X2－＞Y＋＞Z－
D．原子序数：X＞Y＞Z解析：根据题意可以推知，X、Y、Z分别为S、Na、F；A.原子最外层电子数Z＞X＞Y，错误；B.单质的沸点关系是：Y＞X＞Z，错误；C.Na＋、F－是电子层结构相同的离子，离子的核电荷数越大，离子的半径就越小，因此离子半径X2－＞Z－＞Y＋，错误；D.根据上述叙述可知：原子序数X＞Y＞Z，正确。二、微粒半径大小的规律
比较微粒半径大小时，首先要确定微粒间的相同点，即微粒间的电子层数、核电荷数、核外电子排布是否相同，然后再利用规律进行比较。特别提示：粒子半径大小比较是高考的热点，通常题目中进行粒子大小比较时用以上“六同”比较即可。例2 下列离子中半径最大的是( )
A．Na＋ B．Mg2＋
C．O2－ D．F－
解析：Na＋、Mg2＋、O2－和F－核外电子排布都是2、8的电子层结构。对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径就越小，所以离子半径最大的是O2－，选C。
答案：C名师点睛：在中学要求的范畴内比较微粒半径的大小。
(1)原子半径：
①同一周期，从左到右，半径随原子序数增加而减小；
②同一主族，从上到下，半径随原子序数增大而增大。(2)离子半径：
①核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大；
②核外电子排布相同时，核电荷数越大，半径越小。?变式应用
2．下列微粒半径大小比较正确的是(B)
A．Na＋＜Mg2＋＜ Al3＋＜O2－
B．S2－＞Cl－ ＞Na＋＞Al3＋
C．Na＜Mg＜Al＜S
D．Cs＜Rb＜K＜Na解析：电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小，故O2－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋、S2－>Cl－>Na＋>Al3＋，A错、B正确；同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外)，故Na＞Mg＞Al＞S，C错；同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大，Cs＞Rb＞K＞Na，D错；答案为B。
1．了解元素周期表的简单分区。
2．认识周期表是元素周期律的具体表现形式。
3．体会元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。
要点
1．元素周期表与元素周期律的关系。
(1)元素周期表是元素周期律的具体体现形式。
(2)可以根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质，也可以根据原子结构推测元素在周期表中的位置。
2．元素周期表中元素的分区。
沿着周期表中硼与砹之间画一条虚线，为金属元素与非金属元素的分界线。
(1)金属元素：位于分界线的左下区域，包括所有的副族元素、Ⅷ族元素和部分主族元素。
(2)非金属元素：位于分界线的右上区域，包括部分主族元素和零族元素。
(3)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。
3．元素的化合价与元素在周期表中位置之间的关系。
(1)主族元素。
最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数(价电子数)(O、F除外)。
(2)非金属元素。
①最高正价＝原子所能失去或偏移的最外层电子数。
②最低负价＝使它达到8电子稳定结构所需得到的电子数。
③最高正价＋|最低负价|＝8。
4．元素周期表和元素周律应用的重要意义。
(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线索。
(2)寻找新材料。
①半导体材料：在金属与非金属分界处附近的元素中寻找。
②在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
③在周期表中的右上角附近探索研制农药的材料。
预测元素的性质(根据同周期、同主族性质的递变规律)。
【应用思考】
金属只有还原性，非金属只有氧化性，对吗？
提示：金属没有负化合价，在反应中化合价只能升高，所以只有还原性，但非金属化合价可以升高，也可以降低，因此既有氧化性，又有还原性。
1．19世纪中叶，门捷列夫总结出了如下表所示的元素化学性质的变化规律。请回答下列问题。
(1)门捷列夫的突出贡献是(C)
A．提出了原子学说 B．提出分子学说
C．发现元素周期律 D．发现能量守恒定律
(2)该表变化表明(D)
A．物质的性质总是在不断变化的
B．元素周期表中最右上角的氦元素是非金属性最强的元素
C．第ⅠA族元素的金属性肯定比第ⅡA族元素的金属性强
D．物质发生量变到一定程度必然引起质变
(3)据报道，美国科学家制得一种新原子X，它属于一种新元素116号元素(元素符号暂用X代替)，关于它的推测正确的是(C)
A．这种原子的中子数为116
B．它位于元素周期表中第六周期
C．这种元素一定是金属元素
D．这种元素的原子易与氢化合
2．在元素周期表中金属元素与非金属元素的分界线附近的一些元素能用于制(B)
A．合金 B．半导体
C．催化剂 D．农药
解析：A.在元素周期表中，金属元素位于元素周期表的左下方，可以用来做导体，可以用来做合金等，像镁和铝等，故A错误；B.在金属元素和非金属元素分界线区域的元素可以用来做良好的半导体材料，像硅等，故B正确；C.可以用于做催化剂的元素种类较多，一般为过渡金属元素，故C错误；D.非金属元素位于右上方，非金属可以制备有机溶剂，部分有机溶剂可以用来做农药，故D错误；故选B。
1．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是(B)
A．HCl比H2S稳定
B．HClO的氧化性比H2SO4的强
C．HClO4的酸性比H2SO4的强
D．Cl2能与H2S反应生成S
解析：非金属元素对应的酸的氧化性强弱并不能说明非金属性强弱，B错；其他选项明显正确。
2．某主族元素R的最高正价与最低负化合价的代数和为4，由此可以判断(D)
A．R一定是第四周期元素
B．R一定是第ⅣA族元素
C．R的气态氢化物比同周期其他元素气态氢化物稳定
D．R气态氢化物化学式为H2R
解析：设R的最高正价为＋x，则其最低负价为x－8，由题意，有x＋x－8＝4，解得x＝6，即该元素是第ⅥA元素，其气态氢化物稳定性比同周期的第ⅦA元素的弱，所以B、C两项错。
3．下列事实不能用元素周期律解释的只有(B)
A．碱性：KOH＞NaOH
B．相对分子质量：Ar＞K
C．酸性：HClO4＞H2SO4
D．元素的金属性：Mg＞Al
解析：同主族自上而下金属性逐渐增强，最高价氧化物水化物的碱性逐渐增强，A不符合题意；B.相对分子质量与元素周期律没有关系，B符合题意；C.同周期元素自左向右非金属性逐渐增强，最高价氧化物水化物的酸性逐渐增强，C不符合题意；D.同周期元素自左向右金属性逐渐减弱，D不符合题意，答案选B。
4．有X、Y两种元素，原子序数小于等于20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同(选项中m、n均为正整数)。下列说法中正确的是(A)
A．若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱
B．若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性
C．若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2
D．若Y的最高正价为m，则X的最高正价一定为m
解析：X、Y最外层电子数相同，且原子半径Y大于X，如果X(OH)n为强碱，说明X为金属元素，那么Y一定也为金属，且金属性比X强，所以Y(OH)n碱性比X(OH)n强，A项正确；若HnXOm为强酸，说明X是非金属元素，但其氢化物溶于水也可以为碱性溶液，如N，B项错；若X是第ⅥA元素，则Y也是，且Y在X的下方，所以X是O时Y是S，C项错；若X是第ⅦA元素， Y在X的下方，所以X是F时Y是Cl，Cl的最高正价是＋7，但F没有正价，D项错。
5．下列关于铷(Rb)的叙述正确的是(A)
A．它位于周期表的第五周期，第ⅠA族
B．氢氧化铷是弱碱
C．在钠、钾、铷3种单质中，铷的熔点最高
D．硝酸铷是共价化合物
解析：A.Rb和K位于同一主族，且在K元素下一周期，所以Rb位于第五周期第ⅠA族，故A正确；B.元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性Rb＞K，KOH是强碱，所以RbOH也是强碱，故B错误；C.金属晶体中，金属键越强其熔沸点越高，金属键与原子半径成反比，金属键Na＞K＞Rb，所以单质的熔沸点中钠最高，故C错误；D.Rb是活泼金属，易和硝酸根离子之间形成离子键，所以硝酸铷是离子化合物，故D不正确；故选A。
6．下表标出的是元素周期表的一部分元素，回答下列问题。
(1)表中用字母标出的14种元素中，化学性质最不活泼的是________(用元素符号表示，下同)，金属性最强的是________，非金属性最强的是________，常温下单质为液态的非金属元素是______，属于过渡元素的是________(该空用字母表示)。
(2)B、F、C最简单氢化物的化学式分别为______、______、________，其中以________最不稳定。
(3)第三周期中原子半径最小的是________。
答案：(1)Ar K F Br M
(2)H2O HCl PH3 PH3
(3)Cl
7．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是(D)
A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多
C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多
D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能
解析：A项错，少了前提条件：同一周期；B项错，少了前提条件：同一主族；C项错，金属的活泼性与最外层电子的数目多少没有直接的关系；D项对，常温下A能从水中置换出H2，说明其金属的活泼性非常强，而B不能从水中置换出H2说明其金属性的活泼性比较弱。
8．a、b、c、d为短周期元素，a的M电子层有1个电子，b的最外层电子数为内层电子数的2倍，c的最高化合价为最低化合价绝对值的3倍，c与d同周期，d的原子半径小于c。下列叙述错误的是(D)
A．d元素的非金属性最强
B．它们均存在两种或两种以上的氧化物
C．只有a与其他元素生成的化合物都是离子化合物
D．b、c、d与氢形成的化合物中化学键均为极性共价键
解析：根据题意知短周期元素中a的M层有1个电子，则a的核外电子排布是2、8、1，则a是Na元素；b的最外层电子数为内层电子数的2倍，则b核外电子排布是2、4，则b为C元素；c的最高化合价为最低化合价绝对值的3倍，则c为S元素；c、d的原子处于同一同期，d的原子半径小于c，则d是Cl元素。A.在上述元素中非金属性最强的元素为Cl元素，正确；B.Na可以形成Na2O、Na2O2等氧化物，C可以形成CO、CO2等氧化物，S可以形成SO2、SO3等氧化物，Cl元素则可以形成Cl2O、ClO2、Cl2O7等多种氧化物，正确；C.Na是活泼金属元素，可与非金属元素C、S、Cl均形成离子化合物，正确；D.C元素可以与H元素形成只含有极性键的化合物CH4，也可以形成含有极性键、非极性键的化合物，如CH3—CH3等，错误。
9．已知：A、B两元素的阴离子具有相同的电子层结构；A元素的阴离子半径大于B元素的阴离子半径；C和B两元素的原子核外电子层数相同；C元素原子的原子半径大于A元素原子的原子半径。A、B、C三种元素的原子序数的关系是(B)
A．A＞B＞C B．B＞A＞C
C．C＞A＞B D．A＞C＞B
解析：由题意可得，A的核电荷数比B小，且都在同一周期；原子电子层数C＝B，而B＝A，即ABC三种元素位于同一周期，原子半径C＞A，说明C原子序数较小，则三种元素原子序数关系为：C＜A＜B。
课件23张PPT。 第二节 元素周期律
第3课时 元素周期表和元素周期律的应用一、元素“位”“构”“性”之间的关系特别提示：应用结构、性质、位置的关系，可以由结构推断性质，由性质逆推结构，由结构推出其在元素周期表中的位置，真正理解结构决定性质的规律。需要注意的是很多规律方法只适用于主族元素，不适用于副族元素，解题时注意不要随意将其适用范围扩大化。例1 短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如下图所示，其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍，下列说法不正确的是( )A．原子半径：W＞Z＞Y＞X
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：X＞W＞Z
C．最简单气态氢化物的热稳定性：Y＞X＞W＞Z
D．元素X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等
答案：A名师点睛：应用位置、结构、性质三者的关系解答问题时要注意掌握以下几个方面。
(1)掌握四个关系式：电子层数＝周期序数；最外层电子数＝主族序数；主族元素的最高正化合价＝主族序数(O、F除外)；主族元素的最低负化合价＝主族序数－8。(2)熟练掌握周期表中的一些特殊规律：各周期元素的种类数(分别为2、8、8、18、18、32、26)；稀有气体元素的原子序数(分别为2、10、18、36、54、86)和所在周期(分别在一到六周期)；同族上下相邻元素原子序数的关系(相差2、8、18、32等情况)；同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素原子序数的差值(有1、11、25等情况)。?变式应用
1．根据原子结构及元素周期律的知识，下列推断正确的是(D)
A．同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱
B．核外电子排布相同的微粒化学性质也相同
C．Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径逐渐减小
D.Cl与Cl得电子能力相同解析：A.没有指明最高价含氧酸，错误；B.核外电子排布相同的微粒可以是分子、原子或离子，如O2－、H2O、HF、Ne、Na＋、Mg2＋等化学性质不相同，错误；C.S2－半径大于Cl－，错误；D.Cl与Cl都是Cl原子，得电子能力相同，正确。二、原子结构与元素在周期表中的位置关系
1．核外电子层数＝周期数。
2．主族元素的最外层电子数＝价电子数＝主族序数＝最高正化合价(O、F除外)。
3．质子数＝原子序数＝原子核外电子数＝核电荷数。4．最低负化合价绝对值＝8－主族序数(ⅣA～ⅦA)。
5．原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，其离子的氧化性越弱。
6．原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其离子的还原性越弱。例2 元素的原子结构决定其性质和周期表中的位置，下列说法正确的是( )
A．元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价
B．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子的能量较高
C．P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强
D．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素解析：A.对于主族元素是最外层电子数等于元素的最高化合价(O、F除外)，故A错；B.多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，故B错；C.因P、S、Cl同周期，且原子序数依次增大，则得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强，故C正确；D.因过渡元素指的是中间十列元素，故D错；故选C。
答案：C?变式应用
2．关于原子序数为17的元素，下列说法不正确的是(D)
A．原子的电子层数为3，位于周期表的第三周期
B．原子的质子数为17
C．元素最高正化合价为＋7
D．原子的最外层电子容易失去
解析：A、B、C显然正确；原子的最外层电子数为7，容易得到1个电子，D错；答案为D。三、元素周期表中的“三角规律”和“对角线规律”
A、B、C、D四种元素在周期表中的相对位置如右图，则有：对角线规律：A、D性质相似。在周期表中，Li—Mg、Be—Al、B—Si处于对角线位置，性质相似。如Be、Al是两性元素，Al2O3、BeO是两性氧化物，Be(OH)2、Al(OH)3都能与强碱(NaOH、KOH等)反应。例3 根据周期表对角线规则，金属Be与Al单质及其化合物性质相似，试回答下列问题。
(1)写出Be与NaOH溶液反应生成Na2BeO2的离子方程式：_________________________________。
(2)Be(OH)2与Mg(OH)2可用试剂________鉴别，反应的离子方程式为_______________________________。
(3)根据对角线规则，Li与Mg性质也相似，则Li在空气中燃烧，主要产物的化学式为_________________。解析：通过周期表中对角线规则，变相地考查铝及其化合物的性质，例如Al可以与NaOH溶液反应产生氢气，Al(OH)3是两性氢氧化物等；同样的原理可应用于Li与Mg之间。
答案：(1)Be＋2OH－===BeO＋H2↑
(2)NaOH溶液 Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
(3)Li2O?变式应用
3．根据周期律对角线规则，金属Be与铝单质及其化合物的性质相似。又知AlCl3熔、沸点较低，易升华，熔融状态不导电，试回答下列问题。
(1)比较Be2＋、Li＋、H＋ 微粒半径的大小：____________________________________。
(2)写出BeO与NaOH溶液反应的离子方程式(生成Na2BeO2)：_________________________________。
(3)BeCl2是________化合物(选填“离子”或“共价”)。解析：(1)氢元素位于元素周期表的第一周期第ⅠA族，氢离子核外没有电子，锂元素核电荷数为3，位于第二周期第ⅠA族，锂离子核外有两个电子，铍元素核电荷数为4，位于第二周期，第ⅡA族，铍离子核外有两个电子，铍离子和锂离子核外均有两个电子，核电荷数大的半径小，故铍离子半径小于锂离子半径，氢离子比铍离子和锂离子少一个电子层，故氢离子半径最小；故答案为：Li＋＞Be2＋＞H＋。(2)根据对角线法则，铍元素和铝元素位于对角线位置，性质相似，故氧化铍与氧化铝类似，为两性氧化物，故氧化铍与氢氧化钠反应生成相应的偏铍酸盐，故反应的离子方程式为BeO＋2OH－===BeO＋H2O。
(3)氯化铝为共价化合物，根据对角线法则铍和铝性质类似，故氯化铍也是共价化合物。
答案：(1)Li＋＞Be2＋＞H＋
(2)BeO＋2OH－===BeO＋H2O
(3)共价
1．了解离子键的概念。
2．了解离子化合物的概念。
要点一
Na在Cl2中的燃烧。
2.NaCl的形成过程。
(1)Na原子失去1个电子达到8e－稳定结构，成为Na＋；Cl原子得到1个电子达到8e－稳定结构，形成Cl－。带相反电荷的Na＋和Cl－通过静电作用结合在一起，形成NaCl。
(2)电子式。
在元素符号周围用“·”或“×”表示原子或离子的最外层电子的式子叫做电子式。
写出NaCl形成过程的电子式：
3．离子键。
带相反电荷的离子间的相互作用称为离子键。
成键微粒：阴、阳离子；相互作用：静电作用。
【应用思考】
1．离子键是阴、阳离子间的“吸引”作用，对吗？
提示：不对，阴、阳离子之间的静电作用既有阴、阳离子之间的静电吸引，也有原子核与原子核、核外电子与核外电子的静电排斥。
2．离子键的形成条件是什么？
提示：活泼金属与活泼非金属之间，复杂离子之间(如NH与SO)的静电作用。
要点二
1．定义：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。
2．构成粒子：阴离子和阳离子。
3．粒子间的相互作用：离子键。
4．种类。
(1)强碱，如NaOH、Ba(OH)2、KOH等。
(2)金属氧化物，如Na2O、K2O、MgO、Al2O3等。
(3)绝大多数盐，如NaCl、K2SO4、CaCO3、Mg(NO3)2等。
5．用电子式表示离子化合物的形成过程。
1．下列最易形成阴离子的元素是(B)
A．Cl B．F
C．Na D．K
2．下列物质中含离子键的是(C)
A．Cl2 B．CO2
C．NaCl D．CH4
3．下列物质中属于离子化合物的是(A)
A．苛性钠 B．碘化氢
C．硫酸 D．醋酸
1．下列物质结构中有离子键的是(C)
A．干冰 B．HCl
C．Na2O D．H2O
解析：A、B、D都属于共价化合物，显然答案为C。
2．下列原子序数所对应的元素组中，两者可形成离子键的是(B)
A．1和17 B．12和9
C．14和6 D．15和8
解析：活泼金属(第ⅠA、ⅡA族的金属元素)与活泼非金属(第Ⅵ A、Ⅶ A族的非金属元素)之间容易形成离子键。
3．M元素的1个原子失去2个电子转移到Y元素的2个原子中去，形成离子化合物Z。下列说法中正确的是(A)
A．Z可表示为MY2
B．Z可表示为M2Y
C．Z的电子式可表示为M2＋[Y?,?∶]
D．M形成＋1价阳离子
解析：M的一个原子失2个电子，转移到2个Y原子中，故离子化合物Z可表示为MY2，A正确、B错；Z的电子式不应把2个Y－合并，C错；M形成＋2价阳离子，D错；答案为A。
4．下列关于离子化合物的叙述正确的是(A)
A．离子化合物中都含有离子键
B．离子化合物中的阳离子只能是金属离子
C．离子化合物一定可以导电
D．溶于水可以导电的化合物一定是离子化合物
解析：NH4Cl中含有离子键，但没有金属离子，B项错；固体的NaCl不能导电，C项错；溶于水可以导电的可能为共价化合物，比如H2SO4，D项错。
5．下列性质中，可以证明某化合物内一定存在离子键的是(D)
A．可溶于水 B．具有较高的熔点
C．水溶液能导电 D．熔融状态能导电
解析：熔融状态(是纯净物)能够导电，说明自身存在离子键，因此一定是离子化合物。
6．下列不是离子化合物的是(A)
A．H2O B．CaCl2
C．KOH D．NaNO3
解析：A.水分子中H—O原子之间只存在共价键，为共价化合物，故A选；B.氯化钙中钙离子和氯离子之间只存在离子键，为离子化合物，故B不选；C.KOH中钾离子和氢氧根离子之间存在离子键、O—H原子之间存在共价键，为离子化合物，故C不选；D.硝酸钠中钠离子和硝酸根离子之间存在离子键、N—O原子之间存在共价键，为离子化合物，故D不选；故选A。
下列化合物的电子式书写正确的是(D)
解析：A项中两个氯离子要分开写；B项中硫离子方括号右上角应该写成“2－” ；C项中镁离子只需要写出它的离子符号，不用加方括号。
8．下列叙述正确的是(C)
A．带相反电荷离子之间的相互吸引称为离子键
B．金属元素与非金属元素化合时一定形成离子键
C．某元素的原子最外层只有一个电子，它跟卤素结合时所形成的化学键不一定是离子键
D．非金属原子间不可能形成离子键
解析：相邻离子间相互作用包括相互吸引和相互排斥两个方面，A项错；AlCl3、BeCl2是由活泼的金属元素与活泼的非金属形成的共价化合物，所以B项错误；最外层只有一个电子的元素除碱金属元素外，还可能是H元素，所以既可能是碱金属元素与卤素形成离子化合物，也可能是H元素与卤素形成共价化合物，如H与Cl通过共价键形成HCl，C项正确；NH4Cl是由NH和Cl－通过离子键形成的，而NH4Cl中没有金属元素，D项错误。
9．氮化钠(Na3N)是一种实施管制的化学品，它是科学家制备的一种重要的化合物，与水作用可产生NH3。
请完成下列问题。
(1)Na3N的电子式是__________，该化合物由________键形成。
(2)Na3N与盐酸反应生成________种盐，其电子式分别为________________________________________________________________________。
(3)Na3N与水的反应属于________反应(填基本反应类型)。
(4)比较Na3N中两种粒子的半径：r(Na＋)________r(N3－)(选填“＞”“＝”或“＜”)。
解析：首先根据Na3N构成元素的活泼性确定其所属的化合物类型，Na3N与盐酸的反应可理解为Na3N与H2O反应所得的产物再与盐酸反应。
(1)钠位于第ⅠA族，是活泼金属，易失去一个电子形成Na＋，N位于第ⅤA族，易得到3个电子，形成N3－，故Na＋与N3－可形成离子化合物。
(2)Na3N与盐酸反应时，N3－与H＋结合成NH3，NH3进一步与HCl反应生成NH4Cl、Na＋与Cl－形成NaCl，故有2种盐生成。
(3)N3－与水反应属于复分解反应：Na3N＋3H2O===3NaOH＋NH3↑。
(4)Na＋与N3－属于核外电子排布相同的粒子，钠的核电荷数大于氮的核电荷数，故r(Na＋)＜r(N3－)。
10．0.5 mol A元素的最高价离子被还原成中性原子时，要得到6.02×1023个电子。它的单质同盐酸充分反应时，放出0.02 g H2，用去0.4 g A。B元素的原子核外电子层数与A相同，且B元素形成的单质是红棕色液体。
(1)写出这两种元素的名称：A________，B________。
(2)用离子符号表示A、B两元素常见离子：A________，B________。
(3)用电子式表示A、B形成化合物的过程：
_______________________________________________________
______________________________________________________。
解析：由A元素的最高价离子被还原成中性原子所需要得到的电子数可知A的化合价是＋2，由它与酸反应放出的H2可知A的相对原子质量为40，即A是Ca，处于第三周期，故红棕色液体是Br2，即B是Br。
课件22张PPT。 第三节 化学键
第1课时 离子键一、离子键
1．离子键成键原因：(1)原子相互得失电子形成稳定的阴、阳离子；(2)离子间引力与斥力处于平衡状态。
2．成键实质：静电作用。静电作用包含阴、阳离子的静电吸引作用以及原子核与原子核、电子与电子之间的排斥作用。当两种相反的作用达到平衡时，就形成了离子键。离子化合物是引力和斥力两种相反作用的对立统一物。3．离子键的判断方法。
(1)第ⅠA、ⅡA族的金属元素的单质与第ⅥA、ⅦA族的非金属元素的单质发生反应时，一般通过离子键形成离子化合物。
(2)金属阳离子与某些原子团(如NO、CO、SO、OH－等)之间，通过离子键形成离子化合物。(3)铵根离子与酸根离子之间形成离子键，构成离子化合物。
(4)活泼金属的氧化物、过氧化物(如Na2O2)中存在离子键。注意：离子键的三个“一定”和两个“不一定”。
1．三个“一定”。
(1)离子化合物中一定含有离子键。
(2)含有离子键的物质一定是离子化合物。
(3)离子化合物中一定含有阴离子和阳离子。2．两个“不一定”。
(1)离子化合物中不一定含有金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等。
(2)含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3。例1 下列有关离子键和离子化合物的说法不正确的是( )
A．凡含离子键的化合物，一定是离子化合物
B．离子化合物中只有离子键
C．离子化合物不一定能导电
D．原子序数为11与9的元素形成离子化合物解析：含离子键的一定为离子化合物，A正确；离子化合物中有离子键，也可能有共价键，B错；离子化合物为固态时不能导电，C正确；D显然正确；故答案为B。
答案：B名师点睛：阳离子可以是单核，也可以是多核；金属原子、非金属原子都能形成阳离子；主族元素形成的阳离子，电子层结构与稀有气体相同，副族元素形成的阳离子，电子层结构多数与稀有气体不同；阳离子不一定都具有稳定结构。1．下列说法正确的是(D)
A．离子键就是使阴、阳离子结合成化合物的静电引力
B．所有金属与所有非金属原子之间都能形成离子键
C．在化合物CaCl2中，两个氯离子之间也存在离子键
D．含有离子键的化合物一定是离子化合物解析：离子键还包括静电斥力，A项错；AlCl3中，Al和Cl之间形成的是共价键，B项错；在化合物CaCl2中，两个氯离子之间没有化学键，它们分别跟钙离子形成离子键，C项错。二、电子式的书写例2 下列电子式有误的是( )
A．氯离子[]－
B．硫离子S?,?
C．溴离子[]－
D．钙离子Ca2＋解析：简单阳离子的电子式和离子符号相同(原子团除外)，简单阴离子的电子式是在元素符号周围有8个电子(氢负离子有2个电子)，然后用中括号括上，右上角标明所带负电荷数。阴、阳离子构成的电子式中，正电荷总数等于负电荷总数，且相同的离子不得合并。B项中硫离子的最外层有8个电子，同时带两个单位的负电荷，应该加上方括号并标出负电荷；C项明显正确；答案为B。
答案：B名师点睛：电子式书写的几种常见错误：(1)漏写孤对电子；(2)原子(离子)结合顺序写错；(3)错误使用方括号；(4)误将电荷数标成化合价；(5)复杂阳离子与单核阳离子混淆不清。2．下列表示电子式的形成过程正确的是(C)解析：A项中溴离子没加方括号，钠离子和溴离子没有标明电荷数；B项中两个氟离子应该在镁离子的两边；D项中应当用箭头来表示。
1．了解共价键、共价化合物的概念。
2．了解化学键的概念。
3．认识化学反应的实质。
要点一
1．Cl2的形成。
(1)两个氯原子的最外层都有7个电子，要达到8电子稳定结构，都需获得1个电子，因此氯原子间难以发生电子得失，如果两个氯原子各提供1个电子，形成共用电子对，两个氯原子就都形成8电子稳定结构。
(2)写出Cl2形成的过程。
(3)结构式：在化学上，常用“—”表示一对电子，所得的式子叫结构式。Cl2的结构式Cl—Cl，H2的结构式H—H。
2．共价键。
(1)定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
(2)成键粒子：原子。
(3)成键元素：一般是同种或不同种非金属元素。
(4)存在。
①非金属元素的多原子单质，如H2、O2、O3、N2。
②共价化合物，如HCl、H2O、CO2、H2SO4。
③某些离子化合物，如NaOH、NH4Cl、Na2O2。
(5)分类
(6)极性键和非极性键的比较。
非极性键
极性键
定义
同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移
不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
成键原子电性
电中性
显电性
判断依据
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
实例
H—H
H—Cl
3.共价化合物。
(1)定义：只以共用电子对形成的化合物。
(2)表示。
【应用思考】
1．只有共价化合物中才含有共价键吗？
提示：不是。共价化合物中一定含有共价键，单质和离子化合物中也可能含有共价键，如H2、O2、Cl2、NH4Cl、NaOH等均含有共价键。
2．如何判断某共价键是极性键还是非极性键？
提示：可根据成键元素的种类来判断。若成键元素相同，如X—X型，则为非极性键；若成键元素不同，如X—Y型，则为极性键。
要点二
1．定义：使离子相互结合或原子相互结合的作用力统称为化学键。
2．分类。
3．化学反应的本质。
物质发生化学反应的本质是旧化学键断裂与新化学键形成的过程。
【应用思考】
3．所有的物质中都含有化学键吗？
提示：不是。稀有气体的分子都是单原子分子，分子中不存在化学键。
1．下列属于共价化合物的是(B)
A．Cl2 B．HCl
C．NH4Cl D．NaOH
2．下列各组原子序数所表示的两种元素，能形成AB2型共价化合物的是(A)
A．6和8 B．11和13
C．11和16 D．12和17
解析：A.原子序数为6和8的元素分别为C、O，能形成CO、CO2共价化合物，故A正确；B.原子序数为11和13的元素分别为Na、Mg，不能形成化合物，故B不选；C.原子序数为11和16的元素分别为Na、S，能形成离子化合物Na2S，故C不选；D.原子序数为12和17的元素分别为Mg、Cl，能形成离子化合物MgCl2，故D不选；故选A。
3．下列物质中，既有离子键又有共价键的是(B)
A．CaCl2 B．KOH
C．H2O D．HF
解析：K＋与OH－之间形成的化学键是离子键，OH－里面，O与H形成的是共价键。
1．物质之间发生反应时，一定发生变化的是(C)
A．颜色 B．状态
C．化学键 D．原子核
解析：化学反应就是旧键的断裂和新键的形成。
2．下列含有共价键的化合物是(B)
A．H2 B．NaOH
C．O2 D．KCl
解析：注意A、C项中物质不是化合物，答案显然为B。
3．某元素的原子最外层只有一个电子，它与卤素结合时，所形成的化学键(C)
A．一定是离子键
B．一定是共价键
C．可能是离子键也可能是共价键
D．以上说法都不正确
解析：最外层只有一个电子的可以是H，也可以是碱金属。
4．下列物质沸点递变顺序正确的是(A)
A．SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4
B．SbH3＞AsH3＞PH3＞NH3
C．HI＞HBr＞HCl＞HF
D．H2Te＞H2Se＞H2S＞H2O
解析：注意氢键的存在会影响物质的沸点。HF、H2O和NH3都可以存在氢键。
5．下列用电子式表示共价化合物的形成过程，正确的是(D)
解析：A、B为离子化合物；C电子式错；显然D正确；答案为D。
6．现有下列物质：①Cl2 ②Na2O2 ③NaOH ④HCl ⑤H2O2 ⑥MgF2 ⑦NH4Cl
(1)只由离子键构成的物质是________(填序号，下同)。
(2)只由极性键构成的物质是________。
(3)只由非极性键构成的物质是________。
(4)只由非金属元素组成的离子化合物是________。
(5)由极性键和非极性键构成的物质是________。
(6)由离子键和极性键构成的物质是________。
(7)由离子键和非极性键构成的物质是________。
(8)属于离子化合物的物质是________。
(9)属于共价化合物的物质是________。
答案：(1)⑥ (2)④ (3)① (4)⑦ (5)⑤
③ (7)② (8)②③⑥⑦ (9)④⑤
气态原子间形成1 mol化学键所放出的能量或拆开1 mol化学键形成气态原子所吸收的能量，叫键能。根据下表中所列键能数据，判断下列分子中，最不稳定的分子是(D)
A.HCl B．HI
C．H2 D．Br2
解析：键能最小的是Br—Br，故答案为D。
8．卤素互化物是指不同卤素原子之间以共价键结合形成的化合物，XX′型卤素互化物与卤素单质结构相似、性质相近。如图是部分卤素单质和XX′型卤素互化物的沸点与其相对分子质量的关系图。试推测ICl的沸点所处的范围(B)
A．Cl2和BrCl之间 B．Br2和IBr之间
C．IBr和I2之间 D．BrCl和Br2之间
解析：根据相对分子质量的大小MICl＝162.5。可推测ICl的沸点范围应在Br2与IBr之间，故答案为B。
9．在2008年初我国南方遭遇的冰雪灾害中，使用了一种融雪剂，其主要成分的化学式为XY2，X、Y均为周期表前20号元素，其阳离子和阴离子的电子层结构相同，且1 mol XY2含有54 mol电子。
(1)该融雪剂的化学式是________；X与氢元素形成的化合物的电子式是________。
(2)元素D、E原子的最外层电子数是其电子层数的2倍，D与Y相邻，则D的离子结构示意图是________；D与E能形成一种非极性分子，该分子的结构式为________；D所在族元素的氢化物中，沸点最低的是________。
(3)元素W与Y同周期，其单质是原子晶体；元素Z的单质分子Z2中由3个共价键；W与Z能形成一种新型无机非金属材料，其化学式是__________________________________________。
(4)元素R与Y同主族，其氢化物能用于刻蚀玻璃，R2与NaOH溶液反应的产物之一是OR2，该反应的离子方程式为_____________________________________________。
解析：由题干可得X为Ca，Y为Cl。
10．元素的电负性的大小可以作为判断元素金属性与非金属性强弱的尺度，下表为部分短周期元素的电负性，请回答下列问题。
元素
Al
B
Be
C
Cl
X
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Y
O
P
S
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
(1)根据表给出的数据，可知元素的电负性越大，__________(填“金属性”或“非金属性”)越强。
(2)推测Y为__________(填元素符号)，用电子式表示X元素与Y元素的化合物的形成过程_______________________。
(3)比较Y与Li的金属性强弱，可以选用的方法是__________。
a．Y单质和Li分别与水反应的剧烈程度
b．Y与Li最高价氧化物对应水化物碱性的强弱
c．Y单质与LiCl溶液反应
d．比较二者原子半径大小
解析：(1)电负性表示对键合电子的吸引力，电负性越大对键合电子吸引力越大，所以电负性越强非金属性越强，故答案为：非金属性。
(2)由表中数据可知，同周期自左而右电负性增大，同主族自上而下电负性降低，Y电负性为0.9，小于Li和
Mg，为Na元素，X电负性最大，为F元素，NaF为离子化合物，书写电子式时注意，左边写钠原子和氟原子电子式，右边写氟化钠的电子式，中间用箭头连接，用电子式表示的形成过程为
(3)元素的金属性越强，其单质越易与水反应，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，钠能与LiCl反应是钠与水反应，与金属性无关，金属性与原子半径无关，故答案为：ab。
课件37张PPT。 第三节 化学键
第2课时 共价键一、共价键与共价化合物的关系
1．含共价键的物质不一定是共价化合物，也可能是单质，如O2、N2、H2、Cl2等。
2．含共价键的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物，如NaOH中含有O—H共价键，Na2O2中含有O—O共价键，NH4Cl中含有N—H共价键，但它们都是离子化合物。
3．共价化合物中一定只含有共价键。
4．共价化合物中一定不含离子键。例1 下列说法正确的是( )
A．含有共价键的化合物一定是共价化合物
B．在共价化合物中一定含有共价键
C．含有共价键的化合物一定易溶于水
D．CaH2中含有共价键解析：离子化合物中可能含有共价键，A错；B明显正确；含有共价键的化合物(如CCl4)不一定易溶于水，C错；CaH2中只含有离子键，D错；答案为B。
答案：B名师点睛：完全由非金属元素组成的化合物中一定存在共价键，但不一定是共价化合物，如NH4Cl、NH4NO3、(NH4)2SO4等都是离子化合物。?变式应用
1．下列叙述中，正确的是(B)
A．离子化合物中不含共价键
B．共价化合物中不含离子键
C．非金属元素组成的化合物一定是共价化合物
D．非极性键不是化学键解析：A.离子化合物中可存在共价键，如NaOH中含离子键和共价键，故A错误；B.含离子键的一定为离子化合物，则共价化合物中不含离子键，故B正确；C.非金属元素组成的化合物可能为离子化合物，如铵盐为离子化合物，故C错误；D.非极性键属于共价键，也属于化学键，故D错误；故选B。二、共价键与离子键
1．离子键与共价键的比较。2.离子化合物与共价化合物的比较。例2 下列共价化合物的电子式正确的是( )解析：A项漏写N的一对未参与成键的电子；B项O与O原子间只形成一对共用电子对；C项O与C原子间形成两对共用电子对以达到8电子结构。
答案：D
名师点睛：通过对比掌握原子－离子－化合物(离子化合物和共价化合物)的电子式书写以及用电子式表示化合物的形成过程。?变式应用
2．下列电子式中，书写正确的是(B)
解析：显然只有B正确；答案为B。三、物质的变化过程中化学键的变化
1．化学反应过程。
化学反应过程中一定有反应物中旧化学键的断裂和产物中新化学键的形成。如H2＋F2===2HF中H—H键、F—F键均断裂，形成H—F键。2．离子化合物的溶解或熔化过程。3．共价化合物的溶解或熔化过程。
(1)溶解过程。(2)熔化过程。4．单质的熔化或溶解过程。特别提示：(1)化学反应中，并不是反应物中所有的化学键都断裂；如(NH4)2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NH4Cl，只有反应物中的离子键断裂，而共价键未断裂。
(2)化学键断裂的变化，不一定是化学变化；如NaCl、金刚石的受热熔化、NaCl溶于水等。只有旧化学键的断裂而没有新键的生成，故不是化学变化。例3 下列过程有化学键断裂同时又有化学键形成的是( )
A．碘升华 B．冰融化
C．浓盐酸挥发 D．NH4Cl受热分解解析：碘升华只破坏分子间作用力，A项错误；冰融化只破坏分子间作用力和氢键，B项错误；浓盐酸挥发只破坏分子间作用力，C项错误；NH4Cl受热分解是化学反应，既有旧化学键的断裂又有新化学键的形成，D项正确。
答案：D?变式应用
3．下列变化过程中，共价键断裂的是(B)
A．烧碱固体溶于水
B．氯化氢气体溶于水
C．二氧化碳变成干冰
D．碘溶于酒精解析：A.烧碱固体溶于水发生电离生成钠离子和氢氧根离子，断裂的是钠离子与氢氧根离子间的离子键，氢氧根内部共价键未断裂，故A错误；B.氯化氢溶于水，氯化氢在水分子的作用下发生电离生成氯离子和氢离子，所以有共价键断裂，故B正确；C.二碳变成干冰，是由气态转化为固态，只破坏分子间作用力，化学键不断裂，故C错误；D.碘溶于酒精后，碘在酒精中以分子形式存在，所以没有化学键的断裂，故D错误；故答案为B。四、分子间作用力、氢键
1．分子间作用力。
(1)概念：分子间存在一种把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力。(2)主要特征。
①广泛存在于分子之间。
②只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力，如固体和液体物质中。
③分子间作用力的能量远远小于化学键。
④由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力大小决定。2．氢键。
(1)氢键不是化学键，通常把氢键看作是一种较强的分子间作用力。它比化学键弱，比分子间作用力强。
(2)分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高，这是因为固体熔化或液体汽化时必须破坏分子间的氢键，消耗能量较多。(3)分子间形成氢键对物质的水溶性有影响；如NH3极易溶于水，主要是氨分子与水分子之间易形成氢键。
(4)通常N、O、F这三种元素的氢化物易形成氢键；如常见易形成氢键的化合物有H2O、HF、NH3、CH3OH等。(5)氢键用“X…H”表示；如水分子间的氢键：
由于氢键的存在，液态水或固态水常用(H2O)n表示。3．化学键、分子间作用力和氢键的比较。例4 冰的晶体中存在的最强作用力是( )
A．离子键 B．共价键
C．氢键 D．分子间作用力
解析：冰的晶体中存在的最强作用力是共价键，答案为B。
答案：B?变式应用
4．下列事实与氢键有关的是(B)
A．水加热到很高的温度都难以分解
B．水结成冰体积膨胀
C．CH4、SiH4、GeH4、SnH4的熔点随相对分子质量增大而升高
D．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱解析：水难以分解是因为需要破坏水分子中H与O的共价键；水结成冰体积膨胀是因为氢键导致水分子无法紧密排列；CH4、SiH4、GeH4、SnH4的熔点随相对分子质量增大而升高的原因是四种物质相对分子质量逐渐增大；HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱是因为H与卤素原子之间的共价键逐渐减弱。
专题一
?专题归纳
元素推断题在历年高考中占有一定的比例(主要在选择题体现)，主要考查元素周期表中“位、构、性”的关系及利用物质结构和性质进行综合推断的能力，要求熟练掌握短周期所有元素的结构特点，在周期表中的位置以及它们的重要化合物的性质，在此基础上进行综合分析。
1．一般解题思路。
在以上基础上，针对题目按以下具体方法进行推断。
2．与元素推断相关的几个问题。
(1)原子结构与元素在周期表中位置关系的规律。
①核外电子层数＝周期数。
②主族元素的最外层电子数＝主族序数。
③质子数＝原子序数＝原子核外电子数。
④主族元素的最高正化合价＝主族序数；最低负化合价的绝对值＝8－主族序数。
(2)周期表中特殊位置的短周期元素。
①族序数等于周期数的短周期元素：H、Be、Al。
②族序数等于周期数2倍的短周期元素：C、S。
③族序数等于周期数3倍的短周期元素：O。
④周期数是族序数2倍的短周期元素：Li。
⑤周期数是族序数3倍的短周期元素：Na。
⑥最高正化合价与最低负化合价的代数和为零的短周期元素：C、Si。
⑦最高正化合价是最低负化合价绝对值3倍的短周期元素：S。
⑧除H外，原子半径最小的元素为F(H是原子半径最小的元素)。
⑨最高正化合价不等于族序数的主族元素有：O、F。
⑩核内无中子的元素：H。
(3)元素性质、存在、用途的特殊性。
①形成化合物种类最多的元素：C。
②气态氢化物中含氢元素质量分数最大的元素：C(CH4中H的质量分数)。
③空气中含量最多的元素：N。
④地壳中含量最多的元素：O；地壳中含量最多的金属元素：Al。
⑤最活泼的非金属元素或无正价的非金属元素或无含氧酸的非金属元素或气态氢化物最稳定的非金属元素：F。
⑥自然界中稳定存在的最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素：Cs。
⑦焰色反应呈黄色的元素：Na；焰色反应呈紫色(透过蓝色的钴玻璃观察)的元素：K。
⑧单质最轻的元素：H；最轻的金属元素：Li。
⑨常温下单质呈液态的金属元素：Hg；常温下单质呈液态的非金属元素：Br。
例1 由短周期元素组成的A、B、C、D、E、F六种粒子，其中只有C、D是分子，其余四种均为离子，且每个粒子中均含有10个电子。已知A、E是由非金属元素组成的阳离子，六种粒子间存在下列关系：
①A、B两种粒子在加热条件下生成C、D两种分子；
②通常情况下C为气态，且可使湿润的红色石蕊试纸变蓝；
③1 mol B离子与1 mol E离子作用可生成2 mol D分子；
④向含F离子的溶液中加入C的溶液，可生成白色沉淀W，C的溶液过量时沉淀不消失，若加入含大量B离子或大量E离子的溶液，沉淀W溶解。
(1)粒子B的化学式是________，所含化学键类型是________；粒子E的名称是________；粒子F对应的元素在周期表中的位置是________________。
(2)写出下列反应的离子方程式。
F＋过量C的溶液：_______________________。
W＋含大量B离子的溶液：_______________________。
解析：由②可知C为NH3，根据A、E是非金属元素组成的阳离子，可知A、E分别是NH和H3O＋中的一种。由①和③可确定A为NH，B为OH－，D为H2O，E为H3O＋，白色沉淀不溶于氨水，却既溶于强酸又溶于强碱，F只能是铝离子。
答案：(1)OH－ 极性共价键(或共价键) 水合氢离子 第三周期第ⅢA族
(2)Al3＋＋3NH3·H2O??Al(OH)3↓＋3NH
Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
?专题训练
1．X、Y、Z都是短周期元素，X原子的最外层只有1个电子，Y原子的M层电子数只有K层与L层电子数之和的一半，Z原子的L层电子数比Y原子的L层电子数少2，且Y元素可有2种正价，两种正价的差值为2。由X、Y、Z三种元素组成的化合物的化学式可能是(C)
①X2YZ3 ②XYZ3 ③XYZ4 ④X2YZ4 ⑤X3YZ3 ⑥X3YZ4
A．①②③ B．④⑤⑥
C．②⑤⑥ D．①③⑤
解析：由Y原子的M层电子数只有K层与L层电子数之和的一半可得Y为P，由Z原子的L层电子数比Y原子的L层电子数少2可得Z为O，X原子的最外层只有1个电子，X可以为H、Li或者Na，化合价均为＋1。
2．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X原子的最外层电子数是其内层电子数的2倍，Y是地壳中含量最高的元素，Z2＋与Y2－具有相同的电子层结构，W与X同主族。下列说法正确的是(D)
A．原子半径大小顺序：r(W)＞r(Z)＞r(Y)＞r(X)
B．Y分别与Z、W形成的化合物中化学键类型相同
C．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比W的弱
D．Y的气态简单氢化物的热稳定性比W的强
解析：短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X原子的最外层电子数是其内层电子数的2倍，因此X是碳元素。Y是地壳中含量最高的元素，则Y是氧元素。Z2＋与Y2－具有相同的电子层结构，则Z是镁元素。W与X同主族，因此W是硅元素。A.同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径大小顺序：r(Z)＞r(W)＞r(X)＞r(Y)，A不正确；B.Y分别与Z、W形成的化合物分别是氧化镁和二氧化硅，前者含有离子键，后者含有共价键，化学键类型不相同，B不正确；C.碳元素的非金属性强于硅元素，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，因此X的最高价氧化物对应水化物的酸性比W的强，C不正确；D.氧元素的非金属性强于硅元素，非金属性越强，氢化物的稳定性越强，因此Y的气态简单氢化物的热稳定性比W的强，D正确，答案选D。
3．短周期元素A、B、C、D、E，其原子序数的大小顺序为：A＞C＞D＞E＞B。A、C、D位于同一周期，E原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，B原子比E原子少2个电子。A元素的单质0.015 mol与足量盐酸完全反应时，有2.709×1022个电子发生转移。
(1)A位于元素周期表的第________周期、第________族，E位于第________周期、第________族。
(2)B单质在E单质中完全燃烧生成的化合物的结构式为______，该分子中含________(选填“极性”或“非极性”)键。
(3)写出A、C、D的最高价氧化物对应水化物的化学式，并比较其酸碱性强弱：___________________________________________。
解析：由E原子最外层电子数是次外层电子数的3倍可得E为O，由B原子比E原子少2个电子可得B为C，由原子序数大小顺序可知A、C、D位于第三周期。由0.015 mol A与盐酸反应时，转移电子的物质的量为0.045 mol 可知A为Al，则C为Mg，D为Na。
答案：(1)三 ⅢA 二 ⅥA
(2)O===C===O 极性
(3)碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
专题二
?专题归纳
同一元素的“位、构、性”关系可表示如下。
在具体解题过程中，必须具备以下四个方面的基础。
1．结构与位置互推问题是解题的基础。
(1)掌握四个关系式。
①电子层数＝周期序数。
②质子数＝原子序数。
③最外层电子数＝主族序数。
④主族元素的最高正价＝主族序数，主族元素的最低负价＝主族序数－8。
2．性质与位置互推问题是解题的关键。
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；
(4)单质的氧化性、还原性。
3．结构和性质的互推问题是解题的要素。
(1)最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。
(2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成的化合物的性质。
4．元素“位、构、性”规律的应用。
根据原子序数推断元素在元素周期表中的位置规律。
(1)根据每一周期结尾的稀有气体元素的原子序数分别为2、8、18、36、54、86，用给定的原子序数减去比它小且最接近的稀有气体元素的原子序数，即得该元素所在的纵行。元素周期表共有18个纵行，从左到右依次为：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族。这种元素的周期数比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。
(2)同一主族相邻周期两元素原子序数的差值。
①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数＋该周期元素的数目＝下一周期元素的原子序数。
②第ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族，上一周期元素的原子序数＋下一周期元素的数目＝下一周期元素的原子序数。
特别提示：各周期元素所包括的元素种数依次为：2、8、8、18、18、32。
例2 下图是元素周期表的一部分，下列说法中正确的是( )
A．原子半径：④＞③
B．气态氢化物的稳定性：③大于⑥，与氢键无关
C．元素⑤的单质与元素②的最高价氧化物对应的水化物反应时，参加反应的⑤单质与生成氢气的物质的量之比为23
D．元素④、⑦、⑨的单质的氧化性依次增强
解析：A项，原子半径应该是O大于F，错误；B项，同主族元素所形成的氢化物的稳定性随着元素的非金属性的增大而增强，与分子间存在的氢键无关，正确；C项，Al与HNO3的反应极其复杂，如果是浓HNO3则常温下不会反应产生气体，如果是稀HNO3则反应生成的不是氢气，而是NO，错误；D项，F2、Cl2、Br2的氧化性依次减弱，错误。
答案：B
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4．甲～辛等元素在周期表中的相对位置如下表。甲和戊的原子序数相差3，戊的一种单质是自然界硬度最大的物质，丁和辛属同周期元素。下列判断正确的是(B)
A．金属性：甲＞乙＞丙
B．原子半径：辛＞己＞戊
C．丙和庚的原子核外电子数相差11
D．乙的单质在空气中燃烧生成只含离子键的化合物
解析：戊的一种单质是自然界硬度最大的物质，所以戊是C元素；则己、庚分别是Si、Ge元素；甲和戊的原子序数相差3，所以甲是Li元素，则乙、丙分别是Na、K元素；则丁是Ca元素，辛是Ga元素。A.根据元素周期律，同主族元素的金属性从上到下逐渐增强，所以金属性：甲＜乙＜丙，错误；B.电子层数越多，原子半径越大，B正确；丙为19号钾元素，庚为32号锗元素，故丙和庚的原子核外电子数相差13，C错误；乙为Na单质，在空气中燃烧生成Na2O2含离子键、共价键，D错误；答案为B。
5．短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X原子最外层有6个电子，Y是至今发现的非金属性最强的元素，Z在周期表中处于周期序数等于族序数的位置，W的单质广泛用作半导体材料。下列叙述正确的是(A)
A．原子最外层电子数由多到少的顺序：Y、X、W、Z
B．原子半径由大到小的顺序：W、Z、Y、X
C．元素非金属性由强到弱的顺序：Z、W、X
D．简单气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序：X、Y、W
解析：四种元素都是短周期元素，且原子序数依次增大，X原子最外层有6个电子，推出X是O元素，Y是至今发现的非金属性最强的元素，推出Y是F元素，Z在周期表中处于周期序数等于族序数的位置，推出Z是Al元素，W的单质广泛用作半导体材料，推出W是Si元素。A.四种元素的原子最外层电子数分别是：6、7、3、4，最外层电子数由多到少的顺序是：F、O、Si、Al，故A正确；B.原子半径：电子层数越多，半径越大，同周期从左向右半径依次减小(稀有气体除外)，原子半径由大到小的顺序是：Al＞Si＞O＞F，故B错误；C.Al是金属，主要体现金属性，故C错误；D.氢化物越稳定，其非金属性越强，非金属性F＞O＞Si，氢化物稳定性：HF＞H2O＞SiH4，故D错误。
6．短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置如下图所示，其中T所处的周期序数与主族序数相等。请回答下列问题。
(1)T的原子结构示意图为________。
(2)元素的非金属性强弱顺序(原子的得电子能力)为Q________(选填“强于”或“弱于”)W。
(3)W的单质与其最高价氧化物的水化物浓溶液共热能发生反应，生成两种物质，其中一种是气体，反应的化学方程式为________________________________________________。
(4)原子序数比R多1的元素的一种氢化物能分解为它的另一种氢化物，此分解反应的化学方程式是_____________________。
解析：由几种元素的相对位置，可知T所处的周期序数为三，由T所处的周期序数与主族序数相等可得T为Al，则Q为C，R为N，W为S。
