题型四 物质结构与元素周期律——高考化学二轮复习题型归纳与解题技巧(共30张PPT)

(共30张PPT)
2025届高考化学二轮复习题型归纳与解题技巧
题型四 物质结构与元素周期律
原子结构与元素周期表
(2)三素(元素、核素、同位素)概念及判断。
(3)核外电子排布规律。
(4)原子结构示意图识别及含义。
2.位、构、性关系
(1)族序数的奇偶性与原子序数奇偶性相同(Ⅷ族第二列除外)，另外元素化合价与主族奇偶性基本一致，奇数族通常显奇数价，偶数族通常显示偶数价，比如N是第ⅤA主族，其常见价态为-3、0、+1、+3、+5(但也有-2、+2、+4价态，规律不是非常准确)。
原子结构与元素周期表
(2)主族元素：
最高正价=主族序数=最外层电子数(O、F除外)；最低负价=主族序数-8=最外层电子数-8。
(3)电子层数=周期数。
(4)最外层电子数少于4容易失电子，表现正价，表现还原性；
最外层电子数多于4容易得电子，表现负价，表现氧化性。
3.微粒(原子或简单离子)半径大小比较
(1)电子层数相同：核电荷数越大，半径越小。
(2)最外层电子数相同：电子层数越多，半径越大。
(3)电子层数相同，核电荷数也相同：
最外层电子数越多，半径越大，最外层电子数越少，半径越小。
原子结构与元素周期表
4.10e-微粒、18e-微粒
(1)10e-微粒：
①原子：Ne；
②简单离子：N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+；
③分子：CH4、NH3、H2O、HF；
④复杂离子：NH2-、OH-、NH4+、H3O+、BH4-。
(2)18e-微粒：
①原子：Ar；
②简单离子：S2-、Cl-、K+，Ca2+；
③分子：SiH4、PH3、H2S、HCl；
④复杂离子：O22-、HS-、AlH4-；
⑤特殊分子：F2、H2O2、N2H4、CH3OH、CH3CH3、CH3F。
元素周期表与元素周期律
1.1～20号元素原子结构以及在周期表中的位置
元素周期表与元素周期律
2.周期表结构
(1)七个周期分为两种：三短、四长。
(2)16个族分四种：七主(ⅠA～ⅦA)、七副(ⅠB～ⅦB)、一八(Ⅷ)、一零(0族)。
(3)金属与非金属交界的阶梯线。
(4)过渡元素全部为金属，位置在ⅡA与ⅢA族之间。
(5)元素种类最多的周期为第六、七周期，元素种类最多的族为第ⅢB族，了解周期表里的特殊元素，比如液态金属(汞)、液态非金属(溴单质)等。
(6)周期表一、二周期同主族相差2个电子，二、三周期同族相差8个电子，三、四周期相差8个电子(ⅠA、ⅡA族)，三、四周期相差18个电子(ⅢA至ⅦA族及0族)。
元素周期表与元素周期律
3.元素周期律
(1)原子半径：同周期(左至右)大→小，同主族(上至下)小→大。
(2)元素非金属性(或氧化性或得电子能力)：同周期(左至右)弱→强，同主族(上至下)强→弱。
(3)元素金属性(或还原性或失电子能力)：同周期(左至右)强→弱，同主族(上至下)弱→强。
(4)金属性实验判据
①金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难易程度：越容易则金属性越强，反之，金属性越弱；
②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)的碱性越强，这种金属元素金属性越强，反之，金属性越弱；
③金属单质间的置换反应。
元素周期表与元素周期律
(5)非金属性实验判据
①非金属元素单质与氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性强弱：
如果元素的单质跟氢气化合生成气态氢化物容易且稳定，则证明这种元素的非金属性较强，反之，则非金属性较弱；
②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：
酸性越强则对应元素非金属性越强；
③非金属单质间的置换反应。
元素单质及化合物性质
1.物质熔点、沸点比较规律
(1)一般来讲，熔点、沸点：原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体熔点、沸点变化比较大，有些金属非常高，比如钨、铂、铁，有些很低，比如Na、Hg等。
(2)原子晶体之间熔点、沸点比较：
主要比较其共价键长度，一般的共价键越短，键能越大，熔点、沸点越高。
(3)离子晶体之间熔点、沸点比较：主要由离子半径与离子所带电荷数目决定，离子半径越小，熔点、沸点越高，离子所带电荷越多，熔点、沸点越高。
(4)分子晶体之间熔点、沸点比较：分子结构相似，则相对分子质量越大，熔点、沸点越高；含有氢键的分子晶体熔点、沸点反常的高；烃类有机物的同分异构体支链越多，熔点、沸点一般越低。
(5)金属晶体之间熔点、沸点比较：金属晶体熔点、沸点主要由金属离子半径以及金属离子所带电荷决定，半径越小，熔点、沸点一般越高，电荷越多，熔点、沸点越高。
2.常见单质及无机物性质(物理、化学性质)及转化。
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