专题1 微观结构与物质的多样性
本专题重难点突破
一、元素金属性、非金属性强弱的判断方法
1．元素金属性强弱的判断方法
本质：原子越易失电子，则金属性就越强。
(1)根据元素周期表进行判断：
同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
(2)在金属活动性顺序中越靠前，金属性越强。如Zn排在Cu的前面，则金属性：Zn>Cu。
(3)根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。置换出氢气越容易，则金属性就越强。如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更易置换出氢气，则金属性：Zn>Fe。
(4)根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。碱性越强，则原金属单质的金属性就越强。如碱性NaOH>Mg(OH)2，则金属性：Na>Mg。
(5)一般情况下，金属单质的还原性越强，则元素的金属性就越强；对应金属阳离子的氧化性越强，则元素的金属性就越弱。如还原性Na>Mg，则金属性：Na>Mg，氧化性：Na＋
(6)置换反应：如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn>Cu。
特别提醒 ①一般来说，在氧化还原反应中，单质的氧化性越强(或离子的还原性越弱)，则元素的非金属性就越强；单质的还原性越强(或离子的氧化性越弱)，则元素的金属性就越强。故一般来说，元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的。
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易失去1个电子，而Mg易失去2个电子，但Na的金属性更强。
2．元素非金属性强弱的判断方法
本质：原子越易得电子，则非金属性就越强。
(1)根据元素周期表进行判断：
同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。
(2)非金属元素单质与H2化合的难易程度：化合越容易，非金属性越强。如F2与H2在黑暗中就可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F>Br。
(3)形成气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。如稳定性：HF>HCl，则非金属性：F>Cl。
(4)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，对应非金属元素的非金属性就越强。如酸性：HClO4>HBrO4，则非金属性：Cl>Br。
(5)一般情况下，非金属单质的氧化性越强，则元素的非金属性就越强；对应阴离子的还原性越强，则元素的非金属性就越弱。如氧化性Cl2>Br2，则非金属性：Cl>Br。
(6)置换反应：如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl>Br。
(7)根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：Cu＋Cl2CuCl2,2Cu＋SCu2S，即得非金属性：Cl>S。
【例1】 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
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( )
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．原子达稳定结构得到电子的多少
D．单质与同浓度酸发生反应的快慢
解析 由反应方程式可知，在元素周期表中位置相邻的是O和F元素。依据H2O和HF的稳定性可以比较O和F元素的非金属性强弱。O和F都没有最高价氧化物对应的水化物，O2和F2均不与酸反应，得电子的多少不能判断非金属性强弱，B、C、D项错误。
答案 A
【例2】 甲、乙两种非金属元素性质比较：①甲元素的单质的熔、沸点比乙元素的低；②甲元素的单质能氧化乙元素的阴离子；③甲的最高价氧化物对应的水化物的酸性比乙的强；④与金属反应时甲原子得电子的数目比乙多；⑤甲元素的单质比乙元素的单质容易与氢气化合。上述能够说明甲比乙的非金属性强的是( )
A．①②⑤ B．③④⑤
C．②③⑤ D．①②③④⑤
解析 甲元素的单质的熔、沸点比乙元素的低，无法确定甲、乙的得电子能力，故①错误；甲元素的单质能氧化乙元素的阴离子，则甲得电子的能力强，甲的非金属性比乙的强，故②正确；甲的最高价氧化物对应的水化物的酸性比乙的强，则甲的非金属性比乙的强，故③正确；与金属反应时甲原子得电子的数目比乙多，由得电子数目的多少不能确定得电子的难易程度，故④错误；甲元素的单质比乙元素的单质容易与氢气化合，则甲得电子能力强，所以⑤正确。故选C。
答案 C
二、微粒半径大小的比较方法及规律
影响微粒半径大小的因素有：①电子层数的多少；②原子核对核外电子的吸引力的大小；③核外电子数的多少。
1．原子
(1)同一周期，从左到右，核电荷数依次增大，原子半径依次减小。如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)同一主族，自上而下，电子层数依次增多，原子半径依次增大。
如：r(Li)2．离子
(1)同一主族，自上而下，电子层数依次增多，离子半径依次增大。
如：r(Li＋)(2)具有相同电子层结构的离子，随核电荷数的增大，离子半径减小。
如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
3．同一元素的不同微粒，核外电子数越多，半径越大
(1)阳离子：r(原子)>r(阳离子)。
如：r(Na)>r(Na＋)。
(2)阴离子：r(原子)如：r(Cl)(3)多种价态的离子：价态越高，半径越小。
如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
特别提醒 微粒半径大小的比较方法
(1)“三看”法快速判断简单微粒半径大小：
“一看”电子层数。
当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数。
当电子层数相同时，如电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数。
当核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。
(2)运用元素周期表进行比较。
(3)参照物比较法
如比较r(Al3＋)与r(S2－)的大小，可找出与S同主族的O，然后进行比较r(Al3＋)【例3】 A、B、C为三种短周期元素，A、B在同一周期，A、C的最低价离子分别为A2－和C－，离子半径A2－大于C－，B2＋和C－具有相同的电子层结构。下列判断正确的是( )
A．原子序数由大到小的顺序是C>A>B
B．原子半径由大到小的顺序是r(B)>r(A)>r(C)
C．离子半径由大到小的顺序是r(C－)>r(B2＋)>r(A2－)
D．原子最外层电子数由多到少的顺序是B>A>C
解析 三种元素在周期表中的位置为，可知A、B、C分别为S、Mg、F。A项，原子序数由大到小的顺序应为A>B>C；C项，离子半径应为r(A2－)>r(C－)>r(B2＋)；D项，最外层电子数由多到少的顺序为C>A>B。
答案 B
【例4】 下列微粒半径大小比较正确的是( )
A．Na＋B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．NaD．Cs解析 A项，四种离子核外电子数相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，即Al3＋Cl－>Na＋>Al3＋，正确。
答案 B
三、元素的推断
元素推断题在历年高考中占有一定的比例(主要在选择题中体现)，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．推断方法
(1)对于简单的推断题只要应用有关知识点进行直接判断、比较或计算，即可找到答案。
(2)很多情况下只涉及短周期元素或前20号元素，可在草稿纸上画出一个只包含短周期或前20号元素的周期表，对照此表进行推断。
(3)可利用题目暗示的突破口，联系其他条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论。
①对无明显突破口的元素推断题，可利用题示条件的限定，逐渐缩小范围，并充分考虑各元素的相互关系。
②有时限定条件不足，则可进行讨论，得出合理结论，有时答案不止一组，只要合理就可以；若题目只要求一组，则选择自己最熟悉、最有把握的。
③有时需要运用直觉，大胆尝试、假设，再根据题给条件进行验证。
同时这类试题关联性很强，如有不慎，一种元素推断错误，往往全盘皆输，因此一定要仔细，不要忘记将推出的元素代入试题中检验，以免出现不必要的错误。这类试题一般是通过化学基本用语回答相关问题，为此回答问题要简洁明确。
3．推断常见“突破口”
(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(O、F除外)；最低负化合价的绝对值＝8－主族序数。
(2)主族元素在周期表中的特殊位置
①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al。
②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。
③族序数等于周期数3倍的元素：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最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si。
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。
⑧除H外，原子半径最小的元素：F。
⑨最高正价不等于族序数的短周期元素：O、F。
(3)主族元素性质、存在和用途的特殊性
①形成化合物最多的元素(或单质是自然界硬度最大的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素)：C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。
③氢化物在通常状况下呈液态的元素：O。
④最活泼的非金属元素(或无含氧酸的非金属元素、其无氧酸可腐蚀玻璃的元素、其气态氢化物最稳定的元素、阴离子的还原性最弱的元素)：F。
⑤最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素：Cl。
⑥最易着火的非金属元素的单质，其元素是：P。
⑦最轻单质所含的元素：H；最轻金属单质所含的元素：Li。
⑧单质常温下呈液态的元素：Br和Hg。
⑨最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al。
⑩元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应的元素：N。
?元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
?常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。
【例5】 短周期元素W、X、Y和Z的原子序数依次增大。元素W的单质是制备一种高效电池的重要材料，X原子的最外层电子数是内层电子数的2倍，元素Y是地壳中含量最丰富的金属元素，Z原子的最外层电子数是其电子层数的2倍。下列说法错误的是( )
A．元素W、X的氯化物中，各原子均满足8电子的稳定结构
B．元素X与氢形成的原子个数比为1∶1的化合物有很多种
C．元素Y的单质与氢氧化钠溶液或盐酸反应均有氢气生成
D．元素Z可与元素X形成共价化合物XZ2
解析 首先根据题意，推断出W是Li元素，X是C元素，Y是Al元素，Z是S元素。A项，LiCl中的Li不满足8电子稳定结构，CCl4中各原子均满足8电子的稳定结构，错误；B项，碳元素和氢元素可形成C2H2、C6H6、C8H8等多种化合物，正确；C项，Al与强酸、强碱都能反应放出氢气，正确；D项，碳元素和硫元素能形成CS2，正确。
答案 A
【例6】 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，却溶于强酸和强碱，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3周期ⅢA族 (2)Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
思维启迪 核外电子总数相等的微粒可以是分子，也可以是离子；可以是单核微粒，也可以是多核微粒。电子总数相同的微粒：
(1)核外有10个电子的微粒
分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4
阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、H3O＋、NH
阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH
(2)核外有18个电子的微粒
分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6等
阳离子：Ca2＋、K＋
阴离子：P3－、S2－、Cl－、HS－
(3)核外电子总数及质子总数均相同的粒子
Na＋、NH、H3O＋；F－、OH－、NH；Cl－、HS－；N2、CO等
四、图解化学键类型与物质类别之间的关系
1．化学键类型与物质类别间的关系图
【例7】 下列关于化学键的说法中，正确的是( )
A．构成单质分子的微粒一定含有共价键
B．由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物
C．非极性键只存在于双原子单质分子里
D．不同元素组成的多原子分子里的化学键一定是极性键
解析 稀有气体单质分子中不存在化学键；由非金属元素组成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等不是共价化合物；非极性键存在于多原子分子中或离子化合物中，如H2O2、Na2O2等；不同元素组成的多原子分子里的化学键也可能存在非极性键，如H2O2。
答案 B
2．化学键类型与物质类别关系的判定规律
(1)含有离子键的物质一定是离子化合物，因为离子化合物是由不同元素形成的离子结合而成的。
(2)第ⅠA、第ⅡA族的金属元素的单质与第ⅥA、第ⅦA族的非金属元素的单质发生反应时，一般通过离子键结合而形成离子化合物。
(3)金属阳离子与某些原子团(如NO、CO、SO、OH－等)之间，通过离子键而形成离子化合物。
(4)多种非金属元素之间可能形成离子键，常见的是铵盐，如NH4Cl、(NH4)2S等。
(5)离子化合物中可能含有共价键(极性或非极性共价键)，如NaOH、Na2O2。
(6)只含极性共价键的物质一定是共价化合物，如HCl、H2SO4、H2O等。
(7)只含非极性共价键的物质一定是非金属单质，如N2、H2、Cl2等。
(8)共价化合物中一定不含有离子键，可能含有非极性共价键，如等。
【例8】 在H、Na、O、Cl四种元素中，由两种元素组成的离子化合物有________；由两种元素组成的共价化合物有________(不要求写氯的氧化物)。
解析 离子化合物由阴、阳离子构成。一般情况下，典型金属单质与典型非金属单质相互作用，通过电子得失可形成阴、阳离子。共价化合物是由不同非金属元素的原子通过共用电子对形成的。
答案 NaH、Na2O、Na2O2、NaCl H2O、H2O2、HCl
思维启迪 稀有气体单质中不存在化学键；多原子单质分子中存在共价键；非金属化合物分子中存在共价键(包括酸)；离子化合物中一定存在离子键，可能有共价键的存在(Na2O2、NaOH、NH4Cl)；共价化合物中不存在离子键；离子化合物可由非金属元素构成，如：NH4NO3、NH4Cl等。
五、慧眼巧辨离子化合物与共价化合物
1．离子化合物
只要含有离子键，该化合物就可以称之为“离子化合物”。例如：大部分盐(包括所有铵盐)、强碱、大部分金属氧化物、金属氢化物。
常见的能形成离子键的原子或原子团为
(1)由活泼金属元素与非金属元素化合，例如：CaCl2、NaOH、NaH等。
(2)由金属离子(或NH)与酸根离子形成，例如：Na2CO3、NH4Cl、KNO3、BaSO4等。
2．共价化合物
只含有共价键的化合物才可以称之为“共价化合物”。例如：非金属氧化物、酸、弱碱、少部分盐、非金属氢化物等。
常见的形成共价键的原子或原子团为
(1)由非金属原子间形成单质或化合物时形成共价键，例如：Cl2、CCl4、H2O、HF等。
(2)常见的原子团内含有共价键，例如：CO、SO、NO、NH、OH－、O等。
提醒 (1)金属元素与活泼的非金属元素形成的化合物不一定都是以离子键结合的，如AlCl3则是通过共价键结合的。
(2)非金属元素之间也可形成离子化合物，如铵盐(NH4Cl、NH4NO3等)都是离子化合物。
(3)构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些单原子分子中不存在化学键。
【例9】 X、Y、Z为短周期元素，X原子最外层只有一个电子，Y原子的最外层电子数比内层电子总数少4，Z的最外层电子数是内层电子总数的3倍。有关下列叙述正确的是( )
A．X肯定为碱金属元素
B．Y、Z两元素形成的化合物熔点较低
C．X、Y两元素形成的化合物不可能为离子化合物
D．稳定性：Y的氢化物>Z的氢化物
解析 X原子最外层只有一个电子，X为氢、锂、钠中的一种；Y为硫、Z为氧。X与Y两元素可以形成离子化合物Na2S；Y、Z两元素形成的共价化合物熔点较低；稳定性：H2O>H2S。
答案 B
3．离子化合物和共价化合物的判断方法
(1)根据构成化合物的微粒间是以离子键还是以共价键结合判断。一般说来，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大多是共价键。
(2)根据化合物的类型来判断。大多数碱性氧化物、强碱和盐等都属于离子化合物；非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸等都属于共价化合物。
(3)根据化合物的性质来判断。熔点、沸点较低的化合物大多是共价化合物。熔化后不能发生电离的化合物是共价化合物，熔融状态下能导电的化合物是离子化合物。
因此，在离子化合物中一定含有离子键，但也可能含有共价键，共价化合物中一定不存在离子键，肯定存在共价键。
【例10】 现有①BaCl2、②金刚石、③KOH、④Na2SO4、⑤干冰、⑥碘片六种物质，按下列要求回答：
(1)熔化时不需要破坏化学键的是________(填写物质的序号，下同)，熔化时需要破坏共价键的是________。
(2)属于离子化合物的是______________，只有离子键的物质是________。
(3)①的电子式是________，⑤的电子式是________。
解析 (1)①③④属于离子化合物，熔化时要破坏其中的离子键；②中含有共价键，熔化时破坏其中的共价键；⑤和⑥中含有共价键，但是熔化后仍然是原物质，其中的共价键不被破坏。
(2)①③④属于离子化合物，均含有离子键，另外③和④中还含有共价键。
(3)书写物质的电子式，首先要判断物质(或含有的化学键)的类型，其中①是离子化合物，⑤是共价化合物。
答案 (1)⑤⑥ ② (2)①③④ ①
(3)
第1课时 原子核外电子的排布
[学习目标定位] 1.知道核外电子能量高低与分层排布的关系。2.能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。
一、原子结构
1．原子的构成
(1)原子是由原子核和核外电子构成的。
(2)在多电子原子里，电子的能量不同。
(3)在离核近的区域运动的电子的能量较低，在离核远的区域运动的电子的能量较高。
2．电子层
(1)概念：在多电子原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层。
(2)不同电子层的表示及能量关系
各电子
层由内
到外
电子层数
1
2
3
4
5
6
7
字母代号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
由近到远
能量高低
由低到高
3.电子层的表示方法
(1)钠原子的结构示意图如下，请注明其意义：
(2)原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中，二者则不相等。如：
Na＋；Cl－。
阳离子：核外电子数小于核电荷数。
阴离子：核外电子数大于核电荷数。
1．下面关于多电子原子的核外电子的运动规律的叙述正确的是( )
①核外电子是分层运动的 ②所有电子在同一区域里运动 ③能量高的电子在离核近的区域内运动 ④能量低的电子在离核近的区域内运动
A．①④ B．②③ C．①③ D．②④
答案 A
解析 原子核外电子是分层运动的，能量越低离核越近，能量越高离核越远。
2．排布在下列各电子层上的一个电子，所具有的能量最低的是( )
A．K层 B．L层
C．M层 D．N层
答案 A
二、原子核外电子的排布规律
1．完成下列表格：
核电荷数
元素名称
元素符号
各电子层的电子数
K
L
M
N
1
氢
H
1
8
氧
O
2
6
11
钠
Na
2
8
1
17
氯
Cl
2
8
7
18
氩
Ar
2
8
8
19
钾
K
2
8
8
1
2.观察分析上表，元素原子核外电子排布的规律特点：(1)原子核外电子分层排布。(2)K层最多容纳电子数为2。(3)L层最多排8个电子。(4)最外层电子数不超过8个等。
原子核外电子的排布规律
(1)能量规律：根据电子能量由低到高，依次在由内向外的电子层上排布。
(2)数量规律：每层最多容纳2n2个电子，最外层电子数目不超过8个，次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。
特别提醒 核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。如钙原子由于受最外层电子数不超过8个
的限制。其原子结构示意图为，而不是。
3．下列关于原子结构的叙述中正确的是( )
A．所有的原子核都由质子和中子构成
B．原子的最外层电子数不超过8个
C．稀有气体原子的最外层电子数均为8个
D．原子的次外层电子数都是8个
答案 B
解析 A项，H不含有中子；C项，He最外层电子数为2个；D项，第2周期元素原子的次外层电子数为2个。
4．在第n电子层中，当它作为原子的最外电子层时，最多容纳的电子数与(n－1)层相同，当它作为原子的次外层时，其电子数比(n＋1)层最多能多10个，则此电子层是( )
A．K层 B．L层 C．M层 D．N层
答案 C
解析 n作为最外层时，最多只能容纳8个电子，所以(n－1)层应为8个电子，为L层，则n应为M层；若n为次外层，则(n＋1)为最外层，则次外层电子数最多为10＋8＝18，则进一步证明n为M层。
1．同种元素的原子和离子具有相同的( )
A．质子数 B．电子数
C．电子层数 D．最外层电子数
答案 A
解析 由原子变成离子时核外电子(特别是最外层电子)发生变化，导致电子数、最外层电子数发生变化，电子层数也可能变化，但原子核中的质子数不变。
2．下列叙述正确的是( )
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
答案 B
解析 电子能量越低，运动区域离核越近，A错；电子的分层排布即是电子的分层运动，B正确；稀有气体元素中He原子最外层只有2个电子，C错；M层为最外层时，最多只能排8个电子，D错。
3．已知A的原子序数是x，B2－与A3＋具有相同的电子层结构，则B元素的原子序数为( )
A．x＋5 B．x－5
C．x＋1 D．x－1
答案 B
解析 设B的原子序数为y，则x－3＝y＋2，y＝x－5，B项正确。
4．根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构示意图。
信息
元素名称
原子结构示意图
A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半
B元素原子最外层电子数是次外层电子数的1.5倍
C元素＋1价离子C＋的电子层排布与Ne相同
D元素原子次外层电子数是最外层电子数的
答案 (从左到右，从上到下)硅 硼 钠 氧
解析 L层有8个电子，则M层有4个电子，故A为硅。当次外层为K层时，B元素原子最外层电子数则为3，是硼；当次外层为L层时，B元素原子最外层电子数为1.5×8＝12，违背了排布规律，故不可能。C元素原子的质子数为10＋1＝11，故为钠。当次外层为K层时，D为氧；当次外层为L层时，最外层则有24个电子，故不可能。
5．已知元素X和Y的核电荷数均小于18，最外层电子数分别为n和m－5，次外层分别有(n＋2)个和m个电子，据此推断元素X和Y，其名称为X________，Y________。
答案 硫 铝
解析 元素X和Y的核电荷数均小于18，元素X次外层有(n＋2)个电子，此层为L层，n＋2＝8，n＝6，元素X为硫；元素Y最外层电子数为m－5，m大于5，而次外层有m个电子，则m等于8，元素Y为铝。
[基础过关]
题组一 核外电子排布表示方法
1．下列微粒的结构示意图，正确的是( )
A．Mg2＋： B．Cl：
C．Ar： D．K：
答案 A
解析 Mg2＋是镁原子失去最外层两个电子后生成的，A选项正确；Cl原子的最外层应该只有7个电子，B选项错误；Ar原子的次外层与最外层应该均有8个电子，C选项错误；K原子的结构示意图应该是，故D选项错误。
2．具有下列结构示意图的微粒，既可以是原子又可以是阴离子和阳离子的是( )
答案 C
解析 A项，x＝13，为Al原子，错误；B项，只能为氮原子，x＝7，错误；C项，若x＝18，为Ar原子，若x＝17，为Cl－，若x＝19，为K＋，正确；D项，只能为氯原子，x＝17，错误。
3．某粒子结构示意图为，若该粒子为离子，则它所带的电荷数可能为( )
①8－n ②n－8 ③10－n ④n－10
A．①② B．①③
C．③④ D．②④
答案 C
解析 若为阳离子，电荷数为n－2－8＝n－10；若为阴离子，电荷数为2＋8－n＝10－n。
题组二 核外电子排布规律
4．下列叙述中错误的是( )
A．原子最外层电子数不超过8个
B．原子中易失去的电子能量一定最低
C．原子的次外层电子数不超过18个
D．M层电子的能量比L层电子的能量高
答案 B
解析 由核外电子排布规律可知，A、C正确；电子能量越高，离核越远，越易失去，故B错误，D正确。
5．某元素原子的最外层电子数是次外层的m倍(m为大于1的整数)，则该原子的核外电子总数为( )
A．2m B．2m＋10
C．2m＋2 D．m＋2
答案 C
解析 按照原子核外电子排布的一般规律，最外层电子数不超过8个，最外层电子数是次外层的m倍，所以次外层电子数<8，即次外层只能为K层，电子数为2，最外层电子数是2m，该原子的核外电子总数为2m＋2。
6．在1～18号元素中，最外层电子数等于电子层数的元素有( )
A．1种 B．2种
C．3种 D．4种
答案 C
解析 在1～18号元素中，电子层数可以为一层、二层、三层，所以最外层电子数为1、2、3，最外层电子数和电子层数相等的元素有H、Be、Al三种。
题组三 原子核外电子排布规律的应用
7．某元素的原子核外有三个电子层，最外层有4个电子，该原子核内的质子数为( )
A．14 B．15 C．16 D．17
答案 A
解析 该原子核外有三个电子层，即K、L、M三层，K层最多容纳2个电子，L层最多容纳8个电子，最外层有4个电子，故该原子核外电子数为2＋8＋4＝14，质子数＝核外电子数，故质子数为14。
8．A、B两种原子，A的M电子层比B的M电子层少3个电子，B的L电子层电子数恰为A的L电子层电子数的2倍。A和B分别是( )
A．硅原子和钠原子 B．硼原子和氦原子
C．氯原子和碳原子 D．碳原子和铝原子
答案 D
解析 设x、y分别为A的L层和M层的电子数。依题意有
K
L
M
A
2
x
y
B
2
2x
y＋3
由于B的M层上有电子，故其L层肯定充满电子，2x＝8，x＝4。由于A的L层未充满电子，故其M层无电子，y＝0。所以A、B的核外电子数分别为6、13，是碳原子和铝原子。
9．前18号元素中，X原子的最外层有2个电子，Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式是( )
A．XY2 B．X2Y3 C．X2Y D．XY
答案 D
10．前18号元素中，A元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素原子最外层电子数是其内层电子总数的3倍；C元素原子M层电子数等于其L层电子数的一半；D元素原子最外层有1个电子，D的阳离子与B的阴离子电子层结构相同，则4种元素原子序数关系中正确的是( )
A．C＞D＞B＞A B．D＞B＞A＞C
C．A＞D＞C＞B D．B＞A＞C＞D
答案 A
解析 A元素原子的次外层电子数只能是2，最外层电子数是4，A的原子序数为6；B元素的内层电子总数只能是2，最外层电子数为6，B的原子序数为8；C元素原子有3个电子层，L层必有8个电子，M层有4个电子，C的原子序数为14；D的阳离子与B的阴离子(即O2－)电子层结构相同，D为Na，原子序数为11；故原子序数：C＞D＞B＞A。
[能力提升]
11．(1)画出下列元素的原子结构示意图。
①核电荷数为13的元素：__________________________________________________；
②某元素原子的最外层电子数等于次外层电子数：
________________________________________________________________________；
③L层电子数是M层电子数2倍的元素：________________________________________；
④某原子核内没有中子的元素：__________。
(2)写出1～18号元素中符合下列条件的原子(离子)的微粒符号和结构示意图。
①某元素原子L层上的电子数为K层的3倍：__________________________________；
②某元素原子L层上的电子数为K层的一半：_____________________________；
③得到2个电子后，电子总数与氩原子的电子总数相同的离子：_____________________；
④某元素原子的最外层电子数等于次外层电子数的2倍：____________________________。
答案 (1)① ②、
③ ④
(2)①O ②Li ③S2－
④C
12．(1)某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图是________________________。
(2)已知某粒子的结构示意图为。
试回答：
①当x－y＝10时，该粒子为____________(填“原子”“阳离子”或“阴离子”)；
②当y＝8时，粒子可能为(填名称)
______________、______________、______________、______________、______________；
③写出y＝3与y＝7的元素最高价氧化物对应的水化物发生反应的离子方程式________________________________________________________________________。
答案 (1)
(2)①原子 ②氩原子 氯离子 硫离子 钾离子 钙离子(答案合理即可)
③Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
解析 (1)设：核电荷数＝质子数＝a，元素原子的电子层数为x，最外层电子数为y，依题意：a＝5x，a＝3y，则5x＝3y，x＝。因原子的最外层电子数不超过8，即y为1～8的正整数，故仅当y＝5，x＝3时合理，该元素的核电荷数为15。
(2)①当x－y＝10时，x＝10＋y，说明核电荷数等于核外电子数，所以该粒子应为原子；③y＝3时为铝原子，y＝7时为氯原子，其最高价氧化物对应的水化物分别为氢氧化铝和高氯酸，反应的离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
13．已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A(1)三种元素的名称和符号：
A________，B________，C________。
(2)画出三种元素的原子结构示意图：
A______________，B____________，C____________。
答案 (1)碳C 硅Si 氯Cl
(2)
解析 由A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，可知A是碳元素；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半，可知B为硅元素；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个，且质子数A14．用A＋、B－、C2－、D、E、F和G分别表示含有18个电子的七种微粒(离子或分子)，请回答：
(1)A元素是________，B元素是________，C元素是________(用元素符号表示)。
(2)D是由两种元素组成的双原子分子，其分子式是________。
(3)E是所有含18个电子的微粒中氧化能力最强的分子，其分子式是________。
(4)F是由两种元素组成的三原子分子，其分子式是________，将其通入足量的NaOH溶液中，反应的离子方程式为____________________________________________________。
(5)G分子中含有4个原子，其分子式是________。
答案 (1)K Cl S (2)HCl (3)F2 (4)H2S H2S＋2OH－===S2－＋2H2O (5)H2O2(或PH3)
解析 常见的18e－微粒有：阳离子：K＋、Ca2＋；阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－；分子有Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2等。结合题目所给条件，不难确定答案。
第2课时 元素周期律
[学习目标定位] 1.知道元素原子结构的周期性变化。2.能够以第3周期元素为例，说明同周期元素性质的递变情况。3.在理解元素周期律的内容和实质的基础上，形成结构决定性质的学科思想。
一、原子结构及变化规律
1．以11～18号元素为例填写下表：
元素
钠
镁
铝
硅
磷
硫
氯
氩
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
18
族序数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
最外层电子数
1
2
3
4
5
6
7
8
主要化合价
＋1
＋2
＋3
＋4、－4
＋5、－3
＋6、－2
＋7、
－1
0
最高正价
＋1
＋2
＋3
＋4
＋5
＋6
＋7
0
原子半径(nm)
0.186
0.160
0.143
0.117
0.110
0.102
0.099
2.观察分析上表，思考讨论同一周期元素，随着原子序数的递增，元素原子核外电子排布的变化规律是最外层电子数呈现由1到8的周期性变化；元素化合价的变化规律是最高正价呈现由＋1到＋7，负价呈现由－4到－1的周期性变化；元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。
1．已知下列原子的半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10 m
0.75
1.02
0.74
1.17
根据以上数据，P原子的半径可能是( )
A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m
C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m
答案 A
解析 根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S原子之间，故答案为选项A。
2．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是( )
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C．N、O、F原子半径依次增大
D．Na、K、Rb的电子层数依次增多
答案 C
解析 N、O、F同为第2周期元素，随着原子序数的增加，原子半径依次减小。
二、元素周期律
1．钠、镁、铝金属性强弱的比较
(1)按表中实验操作要求完成实验，并填写下表
实验操作
实验现象
实验结论
熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红
钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色
镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑
两支试管内都有无色气泡冒出，但放镁条的试管中逸出气体的速率较快
镁、铝都能置换出酸中的氢，但镁更容易，反应的化学方程式为Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑，2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑
(2)由上述实验可知
①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na>Mg>Al；
②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3；
③钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。
2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较
元素
Si
P
S
Cl
最高价氧化物的化学式
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性
H2SiO3弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4强酸
HClO4酸性比H2SO4强
单质与H2反应的条件
高温
磷蒸气与H2能反应
加热
光照或点燃时发生爆炸而化合
氢化物的稳定性
不稳定
受热分解
受热分解
稳定
①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为Cl>S>P>Si；
②硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3；
③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si。
3．结论：核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
1.元素金属性强弱的判断
(1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。
(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
2．元素非金属性强弱的判断
(1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。
(2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。
3．元素周期律
(1)元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
(2)元素的性质包括：原子半径、主要化合价、金属性、非金属性等。
(3)元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果。
3．回答下列问题：
(1)原子序数为11～17的元素中：
①原子半径最小的元素是________(填元素符号)；
②金属性最强的元素是________(填元素符号)；
③最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸是________(用化学式回答，下同)；
④最不稳定的气态氢化物是________；
⑤最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱是________。
(2)用“>”或“<”回答下列问题：
①酸性：H2CO3____H4SiO4，H4SiO4____H3PO4；
②碱性：Ca(OH)2____Mg(OH)2____Al(OH)3；
③气态氢化物稳定性：H2O____H2S，H2S____HCl。
从以上答案中可以归纳出：
a．元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越________；
b．元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越________；
c．元素的非金属性越强，其对应气态氢化物的稳定性越________。
答案 (1)①Cl ②Na ③HClO4 ④SiH4 ⑤NaOH
(2)①> < ②> > ③> < a．强 b．强 c．强
解析 (1)电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小，非金属性越强；核电荷数越小，金属性越强。①原子半径最小的是Cl；②金属性最强的应为Na；③非金属性最强的元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性最强，氯的非
金属性最强，其对应的酸是HClO4；④非金属性最弱的非金属元素Si的气态氢化物最不稳定；⑤金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。(2)根据单质及其化合物的性质递变判断元素的金属性和非金属性变化规律。
4．已知X、Y、Z是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的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是( )
A．气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3
B．非金属活泼性：Y＜X＜Z
C．原子半径：X＞Y＞Z
D．原子最外层电子数：X答案 A
解析 本题的关键是“最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱”这一信息，由此可推知X、Y、Z为非金属元素，原子序数相连意味着它们属同周期元素，故活泼性：X＞Y＞Z，原子半径：X＜Y＜Z，原子最外层电子数：X>Y>Z，气态氢化物的稳定性顺序为HX＞H2Y＞ZH3。
1．元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的本质是( )
A．元素的相对原子质量逐渐增大，量变引起质变
B．原子的电子层数增多
C．原子核外电子排布呈周期性变化
D．原子半径呈周期性变化
答案 C
解析 考查元素周期律的本质，明确结构决定性质的规律。
2．下列说法中正确的是( )
A．元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化
B．元素的最高正化合价与元素原子核外电子排布有关
C．从Li―→F，Na―→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1 价―→＋7价的变化
D．电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1个到8个呈现周期性变化
答案 B
解析 元素性质不包括核外电子排布，A错误；O无最高正价，F无正价，C错误；H、He的最外层电子数从1到2，D错误。
3．下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是( )
A．酸性：H2SO4>H3PO4
B．非金属性：Cl>Br
C．碱性：NaOH>Mg(OH)2
D．热稳定性：Na2CO3>NaHCO3
答案 D
4．前18号元素中，具有相同电子层结构的三种离子An＋、Bn－、C，下列分析正确的是( )
A．原子序数关系是C>B>A
B．粒子半径关系是Bn－C．C一定是稀有气体元素的一种原子
D．原子半径关系是A答案 C
解析 由于An＋、Bn－、C具有相同的电子层结构，所以原子序数A>C>B，粒子半径An＋B。
5．原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增，以下各项内容的变化是[填“增大(强)”“减小(弱)”或“相同(不变)”]：
(1)各元素的原子半径依次________，其原因是__________________________________
________________________________________________________________________。
(2)各元素原子的电子层数____________，最外层电子数依次__________________。
(3)元素的金属性逐渐________，而非金属性逐渐_____________________________，
元素失电子能力逐渐__________，得电子能力逐渐________________。
答案 (1)减小 电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核对最外层电子的引力增大，因此原子半径减小
(2)相同 增大 (3)减弱 增强 减弱 增强
解析 原子序数为11～17号的元素，它们的电子层数相同，随着原子序数的递增，其原子半径依次减小，原子核对外层电子的引力增强，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素的金属性减弱，非金属性增强(最高价氧化物对应的水化物的酸性及气态氢化物的稳定性增强)。
[基础过关]
题组一 元素周期律的内容和实质
1．元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是( )
A．化合价
B．原子半径
C．元素的金属性和非金属性
D．相对原子质量
答案 D
解析 由元素周期律的内容知，元素的化合价、原子半径及金属性和非金属性都随着原子序数的递增呈周期性变化，而相对原子质量随原子序数的递增呈现增大的变化趋势，绝不会出现周期性的变化。
2．下列关于元素周期律的叙述正确的是( )
A．随着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．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从－7到－1重复出现
D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化
答案 B
解析 A项错误，K层为最外层时，原子最外层电子数只能从1到2，而不是从1到8；B项正确，是元素周期律的内容；C项，最低化合价一般是从－4到－1，而不是从－7到－1；D项，核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的根本原因，而不是其内容。
题组二 元素的化合价与核外电子排布的关系
3．下列各组元素中，按最高正化合价递增顺序排列的是( )
①C、N、F ②Na、Mg、Al ③F、Cl、Br ④P、S、Cl
A．①③ B．②④
C．①④ D．②③
答案 B
解析 元素原子的最外层电子数等于其最高正化合价数，但要注意氟元素无正价。
4．元素X、Y可组成化学式为XY3的化合物，则X、Y的原子序数不可能是( )
A．3和9 B．7和1
C．13和17 D．15和17
答案 A
解析 A项中两元素分别为Li、F，只能形成化合物LiF；B项中两元素分别为N、H，可形成NH3分子；C项中两元素分别为Al、Cl，能形成化合物AlCl3；D项中两元素分别为P、Cl，可形成PCl3和PCl5两种化合物。
5．某元素R的原子序数小于18，该元素的原子得到1个电子后形成具有稀有气体元素原子的电子层结构的离子，该元素可形成含氧酸HRO3，下列说法中正确的是( )
①R元素的最高正价是＋5价 ②R元素还可形成其他含氧酸 ③R元素原子的最外层电子数为7 ④R元素的原子序数为7
A．①② B．②③
C．③④ D．①④
答案 B
解析 根据题意，R元素的原子获得1个电子后变成具有稀有气体元素原子的电子层结构的离子，且原子序数小于18，表明R可能为F或者Cl，最外层电子数为7，最高正价为＋7价(此时R为Cl)。又由于R元素可形成含氧酸HRO3，可见R元素只能是Cl，HRO3为HClO3，还可形成HClO4、HClO等含氧酸。
6．元素R的最高价含氧酸的化学式为HnRO2n－2，则在气态氢化物中R元素的化合价为( )
A．12－3n B．3n－12
C．3n－10 D．6－3n
答案 B
解析 由元素R的最高价含氧酸的化学式HnRO2n－2可计算出R的最高正价，n＋最高正价＋[－(4n－4)]＝0，最高正价＝3n－4，R在氢化物中显负价，再根据同种元素：最高正价＋|最低负价|＝8，则|最低负价|＝8－最高正价＝8－(3n－4)＝12－3n，故气态氢化物中R的化合价为3n－12。
题组三 微粒半径大小比较
7．下列离子中半径最大的是( )
A．Na＋ B．Mg2＋
C．O2－ D．F－
答案 C
解析 这些离子核外电子排布都是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－，选项是C。
8．下列各组微粒半径大小的比较中，不正确的是( )
A．r(K)>r(Na)>r(Li)
B．r(Mg2＋)>r(Na＋)>r(F－)
C．r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
D．r(Br－)>r(Cl－)>r(Cl)
答案 B
题组四 元素金属性与非金属性强弱的判断标准
9．下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是( )
A．根据金属失去电子的多少来判断，失去电子较多的金属性较强
B．用钠置换MgCl2溶液中的Mg2＋，来验证钠的金属性强于Mg
C．Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应，可说明金属性：Al>Mg
D．碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、铝金属性依次减弱
答案 D
解析 应根据金属失去电子的难易来判断金属性强弱，金属越容易失去电子，金属性越强，A项不正确；钠与MgCl2溶液中的水反应生成氢氧化钠，不能置换出镁，B项不正确；不能根据金属与碱溶液的反应来判断金属性的强弱，C项不正确；可以根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较金属性的强弱，D项正确。
10．下列事实能说明X元素比Y元素的非金属性强的是( )
①与H2化合时X单质比Y单质容易；②X单质可以把Y从其氢化物中置换出来；③X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强；④与金属反应时，X原子得电子数目比Y的多；⑤X的单质熔、沸点比Y的低；⑥X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多。
A．①②④ B．①②⑥
C．①②③ D．①②③④⑤⑥
答案 C
解析 ①②③是判断元素非金属性相对强弱常用的三种方法。④用得电子数目的多少不能判断非金属性强弱，应比较得电子的难易程度。⑤用单质的熔、沸点作依据不能判断非金属元素得电子的难易。⑥只有当原子电子层数相同时，原子最外层电子数的多少才可以判断出元素的非金属性强弱。
[能力提升]
11．(1)研究表明26Al可以衰变为26Mg，可以比较这两种元素金属性强弱的方法是________。
a．比较这两种元素的单质的硬度和熔点
b．Mg(OH)2属于中强碱，Al(OH)3属于两性氢氧化物
c．将打磨过的镁带和铝片分别和热水作用，并滴入酚酞溶液
d．将空气中放置已久的这两种元素的单质分别和热水作用
(2)某同学认为铝有一定的非金属性，下列化学反应中，你认为能支持该同学观点的是____________。
a．铝片与盐酸反应放出氢气
b．氢氧化铝溶于强碱溶液
c．氢氧化铝溶于强酸溶液
d．铝热反应
答案 (1)bc (2)b
解析 (1)a项不可以，单质熔、沸点与元素的金属性强弱无关；b项可以，Mg(OH)2比Al(OH)3碱性强，进而说明26Mg比26Al金属性强；c项可以，有镁带的热水中滴入酚酞溶液变为红色，有铝片的热水中滴入酚酞溶液不变色，说明镁与热水反应生成了Mg(OH)2，铝与热水反应不明显，证明26Mg比26Al金属性强；d项不可以，在空气中放置已久的镁和铝，都在表面形成致密的保护膜，使得镁和铝不能与热水接触发生化学反应，则该实验操作不可用作比较镁和铝的金属性强弱。
(2)a项说明铝是较活泼的金属，但不能说明铝具有一定的非金属性；b项能说明氢氧化铝具有一定的酸性，即铝具有一定的非金属性；c项说明氢氧化铝具有一定的碱性，铝具有金属性；d项说明铝的金属性较强，不能说明铝具有一定的非金属性。
12．X、Y、Z、W为1～18号中的四种元素，其最高正价依次为＋1、＋4、＋5、＋7，核电荷数按照Y、Z、X、W的顺序增大。已知Y与Z的原子次外层的电子数均为2，W、X的原子次外层的电子数均为8。
(1)写出元素的名称：
X________，Z________。
(2)画出原子结构示意图：
Y________，W________。
(3)写出X的最高价氧化物与Z的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式：________________________________________________________________________。
(4)按碱性减弱、酸性增强的顺序写出各元素最高价氧化物对应水化物的化学式：________、________、________、________。
答案 (1)钠 氮 (2)
(3)Na2O＋2HNO3===2NaNO3＋H2O
(4)NaOH H2CO3 HNO3 HClO4
解析 由Y、Z原子的次外层均有2个电子，结合最高正价知Y为碳元素，Z为氮元素；又知W、X原子次外层均有8个电子，结合最高正价知W为氯元素，X为钠元素。
13．A、B、C、D四种元素的核电荷数依次增多，它们的离子的电子层数相同且最外层电子数均为8。A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等；D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半。回答以下问题：
(1)四种元素的符号依次是A________；B________；
C________；D________。它们的原子半径由大到小的顺序是________________。
(2)分别写出A、B、C、D四种元素最高价氧化物对应水化物的化学式：________________________________，分别比较酸性或碱性的强弱：____________________。
(3)分别写出A、B元素的气态氢化物的分子式：__________________，比较其稳定性：________________。
答案 (1)S Cl K Ca r(K)>r(Ca)>r(S)>r(Cl)
(2)H2SO4、HClO4、KOH、Ca(OH)2 酸性：HClO4>H2SO4，碱性：KOH>Ca(OH)2
(3)H2S、HCl HCl>H2S
解析 因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是(2＋8)×2＝20，为钙元素。根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素，B为氯元素，C为钾元素。
14．W、X、Y、Z是原子序数1～18中的元素，它们的原子核外电子层数相同且原子序数依次增大，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的水化物可以发生反应生成盐和水，该反应的离子方程式为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)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_________________。
(3)比较Y、Z气态氢化物的稳定性________>________
(用化学式表示)；除了可以通过比较Y、Z气态氢化物的稳定性来验证Y、Z的非金属性外，请你再设计一个简单的实验，来验证Y与Z的非金属性强弱：_______________________
________________________________________________________________________。
(4)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________>________>________>________。
答案 (1)Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
(2)SO2＋Cl2＋2H2O===H2SO4＋2HCl
(3)HCl H2S 在Na2S的溶液中通入Cl2，若溶液变浑浊，证明Cl的非金属性强于S，反应的化学方程式为Na2S＋Cl2===S↓＋2NaCl(其他合理答案均可)
(4)S2－ Cl－ Na＋ Al3＋
解析 (1)W和X两种金属元素的最高价氧化物的水化物可以反应生成盐和水，且原子序数W小于X，所以可推知W是Na元素，X是Al元素，W、X各自的最高价氧化物的水化物分别为NaOH和Al(OH)3，二者反应的离子方程式为Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O。
(2)Y、Z是具有三个电子层的非金属元素，且Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中能发生氧化还原反应，说明Y是S元素，Z是Cl元素，Y的低价氧化物为SO2，SO2与Cl2的水溶液反应的化学方程式为SO2＋Cl2＋2H2O===H2SO4＋2HCl。
(3)由于Cl的非金属性强于S，故稳定性：HCl>H2S。可以通过非金属单质间的置换反应来证明元素非金属性的强弱。在Na2S的水溶液中通入Cl2，若溶液变浑浊，证明Cl的非金属性强于S，反应的化学方程式为Na2S＋Cl2===S↓＋2NaCl。
(4)Na＋、Al3＋的电子层结构相同，S2－和Cl－的电子层结构相同，电子层结构相同的离子随着核电荷数的增多，离子半径逐渐减小，故半径：Na＋>Al3＋、S2－>Cl－；由于S2－和Cl－具有三个电子层，而Na＋和Al3＋具有两个电子层，故半径：S2－>Cl－>Na＋>Al3＋。
第3课时 元素周期表
[学习目标定位] 1.知道元素周期表的发展历程。2.能说出元素周期表的编排原则及其结构。3.能根据原子序数确定元素在周期表中的位置。
一、元素周期表的编排原则
1．元素周期表的发展历程
?1869年，俄国化学家门捷列夫编制出第一张元素周期表。
↓
?按照相对原子质量由小到大排列，将化学性质相似的元素放在同一纵行。
↓
?揭示了化学元素间的内在联系，成为化学发展史上的重要里程碑之一。
↓
?随着科学的发展，元素周期表中为未知元素留下的空位先后被填满。
↓
?当原子的组成及结构的奥秘被发现后，编排依据
由相对原子质量改为原子的核电荷数，形成现行
的元素周期表。
2．元素周期表的编排原则
(1)横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
(2)纵行原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。
(3)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号。
(4)原子序数与元素的原子结构之间的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
1．下列说法正确的是( )
A．我们常用的元素周期表中元素排序的依据是元素的相对原子质量
B．元素周期表中同一横行元素原子的电子层数相同
C．元素周期表有16个纵行
D．元素周期表已发展成一个稳定的形式，它不可能再有新的变化了
答案 B
2．已知元素的原子序数，不可以推断元素原子的( )
A．质子数 B．核电荷数
C．核外电子数 D．离子所带的电荷数
答案 D
解析 根据原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数，故选D。
易错警示 只有原子中存在上述关系，如果是离子，核外电子数与原子序数不相等。阳离子的质子数大于其核外电子数，阴离子的质子数小于其核外电子数。如Na：质子数＝核外电子数，Na＋：质子数＞核外电子数，Cl－：质子数＜核外电子数。
二、元素周期表的结构及应用
1．周期
元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期。
类别
周期序数
起止元素
包括元素种数
核外电
子层数
稀有气体原子序数
位置与结构的关系
短周期
1
H～He
2
1
2
周期序数＝电子层数
2
Li～Ne
8
2
10
3
Na～Ar
8
3
18
长周期
4
K～Kr
18
4
36
5
Rb～Xe
18
5
54
6
Cs～Rn
32
6
86
7
Fr～112号
26
7
2.族
现在常用的元素周期表有18个纵行，它们被划分为16个族，包括7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族(其中第8、9、10这3个纵行称为第Ⅷ族)，1个0族。(第13～18纵行不包括第七周期的元素)详细情况见下图：
注 族的别称：第ⅠA族元素(除氢)称为碱金属元素；第ⅣA族元素称为碳族元素；第ⅤA族元素称为氮族元素；第ⅥA族元素称为氧族元素；第ⅦA族元素称为卤族元素；0族元素称为稀有气体元素。
3．过渡元素
元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
4．认识元素周期表的相关信息
(1)元素周期表中每个格中的信息(以Fe为例)：
(2)金属元素与非金属元素的分界线
(3)确定元素在元素周期表的位置
①依据原子序数确定元素在元素周期表中的位置。如已知某元素原子序数为7，则确定其在周期表中位置的方法是先画出该元素的原子结构示意图，由其电子层数为2，确定其处于第2周期，由其最外层有5个电子确定其处在第ⅤA族；
②推断原子序数为53的元素在周期表中的位置：第5周期ⅦA族。
1.元素周期表的结构
口诀：七主七副七周期，0族Ⅷ族镧锕系。
2．元素的位置与原子结构的关系
3．在短周期主族元素中，族序数与原子的核电荷数、电子层数均为奇数的有( )
A．2种 B．3种 C．4种 D．5种
答案 D
解析 在短周期主族元素中，族序数与原子的核电荷数、电子层数均为奇数的有H、Na、Al、P、Cl，共5种。
思维启迪 短周期中族序数与周期数的关系推断
特殊位置
元素
族序数等于周期数
H、Be、Al
族序数等于周期数的2倍
C、S
族序数等于周期数的3倍
O
周期数等于族序数的2倍
Li
周期数等于族序数的3倍
Na
4.俄罗斯科学家用含20个质子的钙的一种原子轰击含95个质子的镅原子，结果4次成功合成4个第115号元素的原子。这4个原子生成数微秒后衰变成第113号元素。下列有关叙述正确的是( )
A．115号元素在第6周期
B．113号元素在第7周期ⅢA族
C．115号和113号元素都是非金属元素
D．镅元素和115号元素不在同一周期
答案 B
解析 95号元素镅、115号元素、113号元素，原子序数都大于86而小于118，所以都在第7周期；115号元素比118号元素原子序数少3，应在第ⅤA族，113号元素在第ⅢA族；113号元素和115号元素都是金属元素。
方法点拨 据原子序数确定元素位置的方法——稀有气体定位法
(1)明确0族元素信息
0族元素
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Uuo
所在周期序数
1
2
3
4
5
6
7
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
(2)比大小定周期
比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。
(3)求差值定族数
①若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的 ⅠA 族或 ⅡA 族；
②若比相应的0族元素少5～1时，则应处在同周期的ⅢA～ⅦA族；
③若差其他数，则由相应差数找出相应的族。
1．1869年，俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，成为化学史上的重要里程碑之一。下列有关元素周期表的说法正确的是( )
A．元素周期表含元素最多的族是第ⅢB族
B．元素周期表有18个族
C．第ⅠA族的元素全部是金属元素
D．短周期是指第1、2、3、4周期
答案 A
解析 第ⅢB族中包含锕系与镧系元素，共有32种元素，A正确；元素周期表中共有18个纵行，16个族，B错误；第ⅠA族中H为非金属元素，C错误；短周期包括第1、2、3周期，D错误。
2．下列关于元素周期表的说法正确的是( )
A．在元素周期表中，每一列就是一个族
B．主族元素都是短周期元素
C．副族元素都是金属元素
D．元素周期表每个长周期均包含32种元素
答案 C
解析 A项，第8、9、10三列为第Ⅷ族；B项，主族元素由短周期元素和长周期元素共同组成；D项，第4、5周期均有18种元素。
3．下列各图若为元素周期表的一部分(表中数字代表原子序数)，其中合理的是( )
答案 D
解析 本题要求熟记周期表的结构，知道1～18号元素在周期表中的具体位置。解题时可根据稀有气体2号、10号元素应在周期表的最右端和3号元素在周期表的最左端排除A、B、C三项。
4．0.05 mol某金属单质与足量的盐酸反应，放出1.12 L H2(标准状况)，并转变为具有Ar原子的电子层结构的离子，该金属元素在元素周期表中的位置是( )
A．第3周期ⅠA族 B．第3周期ⅡA族
C．第4周期ⅠA族 D．第4周期ⅡA族
答案 D
解析 设该金属单质与盐酸反应所表现的化合价为＋x价，则0.05x＝×2，x＝2。根据题意，该金属单质为Ca，位于第4周期ⅡA族。
5．根据原子结构和元素周期表的关系完成下列各题。
(1)写出下列微粒的符号及其在元素周期表的位置。
微粒：________ ________ ________ ________
位置：________ ________ ________ ________
(2)第3周期ⅣA族的元素原子序数是________。
(3)Na元素的原子序数为11，相邻的同族元素的原子序数是________。
(4)短周期元素中，族序数＝周期序数的元素有：______________(填元素符号，下同)。
(5)短周期元素中，族序数＝周期序数2倍的元素有：____________。
(6)短周期元素中，周期序数＝族序数2倍的有：___________________________________。
答案 (1)O Na＋ Cl Cl－ 第2周期ⅥA族 第3周期ⅠA族 第3周期ⅦA族 第3周期ⅦA族
(2)14 (3)3、19 (4)H、Be、Al (5)C、S (6)Li
题组一 原子序数与核电荷数关系及其应用
1．几种粒子具有相同的核电荷数，则可说明( )
A．可能属于同一种元素
B．一定是同一种元素
C．一定有相同的原子序数
D．核外电子个数一定相等
答案 A
解析 粒子可能是分子、原子、离子，虽然具有相同的核电荷数，但不一定是同一种元素，如CH4与H2O。核外电子个数不一定相等，如Na与Na＋、F与F－等。粒子种类未确定，则不能判定一定是原子，故C不正确。
2．已知原子序数，可推断原子的( )
①质子数 ②核电荷数 ③核外电子数 ④元素在周期表中的位置
A．①②③ B．①③④
C．②③④ D．全部
答案 D
解析 原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数，由此可得出原子结构示意图，再根据电子层数与最外层电子数得出该元素在周期表中的位置，或者是根据各周期元素种数及稀有气体的原子序数推出该元素在周期表中的位置。
题组二 元素周期表的结构
3．下列说法正确的是( )
A．常用元素周期表中元素排序的依据是原子的核电荷数
B．元素周期表有16个纵行，也就是16个族
C．原子的最外层电子数相同的元素，一定属于同一族
D．电子层数相同的粒子，对应元素一定属于同一周期
答案 A
解析 元素周期表中有18个纵行，16个族，第Ⅷ族占3个纵行；Be和He的最外层电子数都是2，但不属于同一族；Ne和Na＋的电子层数都是2，但不属于同一周期。
4．在现行元素周期表中，所含元素种数最多的族和周期分别是( )
A．第ⅠA族 第6周期 B．第Ⅷ族 第6周期
C．第ⅢB族 第6周期 D．第ⅢA族 第6周期
答案 C
解析 现行元素周期表中，第6、7周期ⅢB族分别为镧系和锕系元素，各有15种元素，由于第7周期未排满(不涉及人工合成元素)，故元素种类最多的分别为第6周期和第ⅢB族。
5．若把周期表原先的主、副族号取消，由左到右按原顺序编为18纵行。如碱金属为第1纵行，稀有气体为第18纵行，按这个规定，下列说法不正确的是( )
A．计算机芯片的组成元素位于第14纵行
B．第10纵行元素全部是金属元素
C．第18纵行元素单质全部是气体
D．只有第2纵行元素的原子最外层有2个电子
答案 D
解析 本题实际上考查了对元素周期表结构的掌握状况。芯片的组成元素为硅，位于第ⅣA族，为第14纵行，A项正确；第10纵行为过渡金属元素，B项正确；第18纵行元素为稀有气体元素，单质全部为气体，C项正确；D项中除第2纵行元素的原子最外层有2个电子外，其他如He、部分过渡金属元素最外层也是2个电子。
题组三 确定元素在周期表中位置的两种方法
6．某短周期元素原子最外层只有2个电子，则该元素( )
A．一定是第ⅡA族元素
B．一定是金属元素
C．一定在化合物中呈＋2价
D．可能是金属元素，也可能是非金属元素
答案 D
解析 元素原子最外层只有2个电子，若为主族元素则在周期表中处于第ⅡA族，为金属元素，在化合物中呈＋2价；若为He，则为0族元素。
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、Nd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中的( )
A．第6周期ⅣA族 B．第7周期ⅥA族
C．第7周期ⅦA族 D．第8周期ⅥA族
答案 B
解析 第7周期若排满，118号元素应为0族元素，则116号元素位于从0族开始向左第三纵行，故应为第7周期ⅥA族元素，故选B。
题组四 周期表中相邻元素原子序数的关系
8．下图各为元素周期表的一部分(数字为原子序数)，其中X为35的是( )
答案 D
解析 依据“稀有气体定位法”先写出各周期中稀有气体原子序数：2、10、18、36、54、86；其次根据第5周期有18种元素，即可确定元素X(35号)应为D中位置。
9．A、B、C均为短周期元素，它们在周期表中的位置如图所示，已知B、C两元素在周期表中族序数之和是A元素族序数的2倍；B、C两元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则符合A、B、C的一组元素是( )
A．Be、Na、Al B．B、Mg、Si
C．O、P、Cl D．C、Al、P
答案 C
解析 解答本题首先确定三种元素在元素周期表中的相对位置，再根据元素周期表中结构的关系列式求解。由于A、B、C为短周期元素，从A、B、C的图中位置看，A只能处在第2周期，而B、C处在第3周期。设A的原子序数为x，则B的原子序数为x＋8－1＝x＋7，C的原子序数为x＋8＋1＝x＋9，则(x＋7)＋(x＋9)＝4x，x＝8。所以，A、B、C的原子序数分别为8、15、17，对应的元素分别为O、P、Cl，代入族序数关系：5＋7＝2×6成立。
10.原子序数为x的元素E在周期表中位于A、B、C、D四种元素中间(如图所示)，则A、B、C、D四种元素的原子序数之和不可能是(镧系、锕系、0族元素除外)( )
A．4x B．4x＋6 C．4x＋10 D．4x＋14
答案 B
解析 在A、B、C、D四种元素中，同周期的A、C两种元素的原子序数之和为2x，又因同族各周期相邻的两元素之间的原子序数相差8、18、32。所以四种元素中，同主族的B、D两种元素的原子序数之和可能为2x、2x＋10或2x＋14。则四种元素的原子序数之和可能为4x、4x＋10或4x＋14，故只有B项不可能。
11．结合元素周期表回答下列问题：
(1)表中的实线是元素周期表的部分边界，请在图中用实线补全元素周期表的边界。
(2)表中所列元素，属于短周期元素的有____________，属于主族元素的有______________；g元素位于第________周期______族；i元素位于第________周期________族。
(3)元素f是第______周期________族元素，请在下边方框中按氦元素的式样写出该元素的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量。
答案 (1)
(2)a、b、c、d、e、f、g a、b、c、d、e、f 3 0 4 ⅡB
(3)3 ⅥA
解析 (1)根据元素周期表的结构知：第1周期有2种元素，第2、3周期各有8种元素，分列于第1、2、13～18列，第4、5、6、7周期为长周期，包括1～18列。由此可画出周期表的边界。
(2)画出周期表的边界，对照周期表，很容易找出各元素在周期表中的位置。
(3)第3周期ⅥA族元素为硫，原子序数为16，相对原子质量为32。
12. A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如右图所示。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。
(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________族。
(3)C的原子结构示意图为________。
答案 (1)氮 硫 氟
(2)3 ⅥA
(3)
13．下表是元素周期表的一部分，针对表中的①～⑨9种元素，填写下列空白：
主族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2
①
②
③
3
④
⑤
⑥
⑦
⑧
4
⑨
(1)写出元素符号和名称：
①________，②________，⑧________，⑨________。
(2)写出下列反应的化学方程式：
⑦的单质跟④的氢氧化物溶液反应：_________________________________________
________________________________________________________________________。
⑤的氧化物跟④的氢氧化物溶液反应：_______________________________________
________________________________________________________________________。
⑥的单质在③的单质中燃烧：_______________________________________________。
答案 (1)C碳 N氮 Ar氩 K钾
(2)Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O S＋O2SO2
14．(1)A、B两种元素，A的原子序数为x，A和B所在周期所含的元素种类分别是m和n。
①如果A和B同在ⅠA族，当B在A的上一周期时，B的原子序数为______；当B在A的下一周期时，B的原子序数为________。
②如果A和B同在ⅦA族，当B在A的上一周期时，B的原子序数为__________；当B在A的下一周期时，B的原子序数为________。
(2)已知A为第ⅡA族元素，B为第ⅢA族元素，它们的原子序数分别是a和b，且A、B为同一周期元素，则下列关系错误的是________。
A．b＝a＋1 B．b＝a＋11
C．b＝a＋25 D．b＝a＋10
答案 (1)①x－n x＋m ②x－m x＋n (2)D
解析 此题选取了具有代表性的两族：ⅠA和ⅦA，可以根据它们具体的原子序数来推理，试过之后再与下面的答案相比较。经过对元素周期表的分析研究，不难得出以下结论：①ⅠA、ⅡA族，下面元素的原子序数等于同主族上面元素的原子序数加上上面元素所在周期的元素种类数。②ⅢA到0族，下面元素的原子序数等于上面元素的原子序数加上下面元素所在周期的元素种类数。
第4课时 元素周期表的应用
[学习目标定位] 1.知道元素周期表的简单分区。2.进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。3.学会运用元素周期表、元素周期律的有关知识，指导科学研究和工农业生产。
一、元素周期表的分区及元素性质的比较
1．元素周期表的金属区和非金属区
(1)分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左面是金属元素，右面是非金属元素。
(2)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，故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。
(3)周期表的左下方是金属性最强的元素，是铯元素(放射性元素除外)；右上方是非金属性最强的元素，是氟元素；最后一个纵行是0族元素。
2．同周期(从左到右)元素性质的递变规律
3．同主族(自上而下)元素性质的递变规律
4．元素的化合价与元素在周期表中的位置之间的关系
主族元素的最高正化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数，而非金属的最低负化合价则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。所以，非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。
(1)最高正化合价＝族序数＝原子最外层电子数(O、F除外)。
(2)最高正化合价＋|最低负化合价|＝8。
归纳总结
元素金属性、非金属性递变与其在周期表中的位置关系
请填写出图中序号所示内容。
①增强 ②减弱 ③增强 ④增强 ⑤Al ⑥Si
⑦金属 ⑧非金属
提醒 (1)周期表的左下方是金属性最强的元素(铯，放射性元素除外)，右上方是非金属性最强的元素(氟)。碱性最强的是CsOH，酸性最强的含氧酸是HClO4。
(2)由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
1．下列说法错误的是( )
A．作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元素的交界处
B．农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内
C．构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内
D．在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素
答案 C
解析 构成催化剂的元素大多为过渡金属元素，在元素周期表的中间部分。
2．X、Y是元素周期表第ⅦA族中的两种元素。下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是( )
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
C．X的单质比Y的单质更容易与氢气反应
D．同浓度下X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性强
答案 C
解析 因X、Y是元素周期表中第ⅦA族的元素，若X原子的电子层数多，则说明X比Y的非金属性弱，A错误；B项事实说明Y比X更活泼，B错误；根据单质与H2化合的难易判断，X2与H2化合更容易，说明氧化性：X2>Y2，则非金属性：X>Y，C正确；非金属元素氢化物水溶液酸性的强弱不能作为元素非金属性强弱的判断依据，D错误。
二、元素周期表和元素周期律的应用
1．元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质间的关系如图所示：
(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＝最高正价数(O、F元素除外)。
(3)质子数＝原子序数＝原子核外电子数＝核电荷数。
(4)最低负价的绝对值＝8－主族序数(仅限第ⅣA～ⅦA族)。
(5)原子半径越大，失电子越容易，还原性越强，其离子的氧化性越弱。
(6)原子半径越小，得电子越容易，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的水化物的酸性越强。
2．判断元素金属性、非金属性的强弱
金属性
非金属性
同主族(从上到下)
依次增强
依次减弱
同周期(从左到右)
依次减弱
依次增强
3.寻找新物质
由于在周期表中位置靠近的元素性质相近，在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途被视为一种相当有效的方法，如在周期表中金属和非金属的分界处，可以找到半导体材料。还可以在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
元素周期表和元素周期律的应用
(1)可以由元素在周期表中的位置推测其结构和性质。(2)根据元素的结构和性质，推测它在周期表中的位置。
(3)指导新元素的发现及预测它们的性质。
(4)指导其他与化学相关的科学技术。如在周期表中金属元素和非金属元素分界线附近，可以找到半导体材料。在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
3．X、Y、Z是三种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确的是( )
A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜X
B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C．三种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定
D．原子半径由大到小的顺序为Z＜Y＜X
答案 A
解析 X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，说明X是氧元素，则Y必然为硫元素，Z原子的核外电子数比Y原子少1，则Z为磷元素。它们在周期表中的位置如图。元素非金属性由弱到强的顺序为P＜S＜O，A项正确；S元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H2SO4，B项错误；非金属性越强，其氢化物的稳定性越强，因此X的气态氢化物最稳
定，C项错误；根据元素周期律，原子半径由大到小的顺序为P＞S＞O，D项错误。
4．锗(Ge)是第4周期ⅣA族元素，处于元素周期表中金属区与非金属区的交界线上，下列叙述正确的是( )
A．锗是一种金属性很强的元素
B．锗的单质具有半导体的性能
C．锗化氢(GeH4)稳定性很强
D．锗酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸
答案 B
解析 依据同主族元素性质递变规律可知：气态氢化物稳定性：CH4>SiH4>GeH4，而已知硅烷(SiH4)不稳定，故GeH4稳定性很弱；最高价氧化物对应水化物的酸性：H2CO3>H4SiO4>H4GeO4，H4SiO4难溶于水，故H4GeO4为难溶于水的弱酸；因为锗处于元素周期表中金属区与非金属区的交界线上，所以锗单质应具有半导体的性能。
思维启迪 推断陌生元素性质时要从以下三个角度分析：
(1)与同周期前、后元素相比较，依据同周期元素性质的递变规律推测元素的性质。
(2)与同主族上、下元素相比较，依据同主族元素性质的递变规律推测元素的性质。
(3)比较不同周期、不同主族元素的性质时，可借助“三角”规律进行推断。
若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，有关元素的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排序)。
①原子半径：C>A>B；
②金属性：C>A>B；
③非金属性：B>A>C。
1．下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是( )
①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3
②第ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素
③第2周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6
④原子序数为12的元素位于元素周期表的第3周期ⅡA族
A．①② B．①③ C．②④ D．③④
答案 C
解析 原子序数为15的元素是P，最高化合价为＋5价，①错误；在元素周期表中，同一周期随原子序数递增非金属性逐渐增强，②正确；C的质子数为6，但中子数不一定为6，因为C存在13C、14C等同位素，③错误；原子序数为12的元素为Mg，④正确。
2．镁、锂在元素周期表中具有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。例如，它们的单质在过量氧气中燃烧时均只生成正常的氧化物等，下列关于锂的叙述不正确的是( )
A．Li2SO4能溶于水
B．LiOH是易溶于水、受热不分解的强碱
C．Li遇浓硫酸不产生“钝化”现象
D．Li2CO3受热分解，生成Li2O和CO2
答案 B
解析 根据题中信息，将镁的有关性质进行迁移应用，可推测锂的有关性质。由Mg、Mg(OH)2、MgCO3、MgSO4的性质推测相应的Li及其化合物的性质。MgSO4易溶于水，Mg(OH)2是难溶、易分解的中强碱，Mg与浓硫酸能发生反应，MgCO3受热易分解生成MgO和CO2，故B项不正确。
3．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是( )
①HCl比H2S稳定 ②HClO氧化性比H2SO4强
③HClO4酸性比H2SO4强 ④Cl2能与H2S反应生成S
⑤氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子
A．②⑤ B．①② C．①②④ D．①③⑤
答案 A
解析 判断元素的非金属性强弱是根据元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱(即最高价含氧酸)，而不是氧化性强弱，故②错，③对；最外层电子数多的非金属性不一定强，如最外层电子数I>O，但非金属性I4．元素周期表在指导科学研究和生产实践方面具有十分重要的意义，请将下表中A、B两栏描述的内容对应起来。
A
B
A
B
①制半导体的元素
(a)ⅣB至ⅥB的过渡元素
①
②制催化剂的元素
(b)F、Cl、Br、N、S “三角地带”
②
③制耐高温材料的元素
(c)金属与非金属元素分界线附近
③
④制制冷剂的元素
(d)相对原子质量较小的元素
④
⑤地壳中含量较多的元素
(e)过渡元素
⑤
答案 ①－(c)；②－(e)；③－(a)；④－(b)；⑤－(d)
5．(1)在下面元素周期表中全部是金属元素的区域为______。
A．A B．B C．C D．D
(2)有人认为形成化合物最多的元素不是第ⅣA族的碳元素，而是另一种短周期元素。请你根据学过的化学知识判断，这一元素是________(写元素符号)。
(3)现有甲、乙两种短周期元素，室温下，甲元素单质在冷的浓硫酸或空气中，表面都生成致密的氧化膜，乙元素原子核外M电子层与K电子层上的电子数相等。
①用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应的位置；
②甲、乙两元素相比较，金属性较强的是________(填名称)，可以验证该结论的实验是________(填字母)。
a．将在空气中放置已久的这两种元素的块状单质分别放入热水中
b．将这两种元素的单质粉末分别和同浓度的盐酸反应
c．将这两种元素的单质粉末分别和热水作用，并滴入酚酞溶液
d．比较这两种元素的气态氢化物的稳定性
答案 (1)B (2)H (3)①见下表中 ②镁 bc
解析 (1)A区域包括ⅠA、ⅡA族元素，还含有氢元素；B区域包括过渡元素，全都是金属元素；C区域包括ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族元素；D区域属于稀有气体元素。所以选B。
(2)认为形成化合物种类最多的元素是碳元素，是因为它能形成种类繁多的有机物，而有机物中除了碳元素外，大多含氢元素，而氢元素除了形成有机物外，在无机物中的酸、碱、部分盐类、氢化物等类型的物质中都含有。
(3)①室温下，短周期元素甲的单质在冷的浓硫酸或空气中，表面都生成致密的氧化膜，可以判断出甲元素是铝。根据核外电子排布规律，乙元素原子核外M电子层与K电子层上的电子数相等，核外电子排布为2、8、2，因此乙元素为镁。金属性镁强于铝。②a选项中，在空气中放置已久的镁和铝，表面均可形成氧化膜，所以错误；b、c选项均是判断金属性强弱的依据，所以正确；d选项中，镁、铝属于活泼金属，不能形成气态氢化物，所以错误。
[基础过关]
题组一 元素化合价与元素在周期表中的位置的关系
1．X元素最高价氧化物对应的水化物为HXO3，它的气态氢化物为( )
A．HX B．H2X C．XH3 D．XH4
答案 C
解析 X的最高价氧化物对应的水化物为HXO3，则X的最高正价为＋5价，从而可知X的最低负价为－3价，其气态氢化物为XH3。
2．下列各组元素中，按最高正价递增的顺序排列的是( )
A．C、N、O、F B．K、Mg、Si、S
C．F、Cl、Br、I D．Li、Na、K、Rb
答案 B
解析 A中C的最高正价为＋4价，N为＋5价，F无正价，O无最高正价；B中K的最高正价为＋1价，Mg为＋2价，Si为＋4价，S为＋6价，符合题意；C中Cl、Br、I最高正价均为＋7价；D中Li、Na、K、Rb最高正价均为＋1价。
题组二 元素金属性、非金属性变化规律在周期表中的体现
3．碲(Te)是与O、S同主族的元素，位于第5周期。据此，推断碲的相关性质错误的是( )
A．碲的单质在常温下是固态
B．碲的常见化合价是－2、＋4、＋6
C．碲可能作半导体材料
D．碲的氢化物H2Te很稳定
答案 D
解析 第ⅥA族，从上到下，非金属性逐渐减弱，所以H2Te不稳定。
4．下列事实不能说明非金属性Cl>I的是( )
A．Cl2＋2I－===2Cl－＋I2
B．稳定性：HCl>HI
C．酸性：HClO4>HIO4
D．酸性：HClO3>HIO3
答案 D
解析 元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，Cl2＋2I－===2Cl－＋I2，说明Cl2的氧化性大于I2，元素的非金属性Cl大于I，A正确；元素的非金属性越强，对应氢化物的稳定性越强，氯化氢比碘化氢稳定，可说明氯元素的非金属性比碘元素强，B正确；元素的非金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的酸性越强，酸性：HClO4>HIO4，可说明氯元素的非金属性比碘元素强，C正确；酸性：HClO3>HIO3，不能说明非金属性Cl>I，因为两种酸不是最高价含氧酸，D错误。
5．X、Y两元素是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比Y的大，下面说法正确的是( )
A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强
B．X的非金属性比Y的强
C．X的阴离子比Y的阴离子还原性强
D．X的气态氢化物比Y的稳定
答案 C
解析 X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边，原子序数X比Y小，X的非金属性比Y的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X比Y的弱，X的阴离子比Y的阴离子还原性强，X的气态氢化物不如Y的稳定。
题组三 元素“位—构—性”之间的关系
6．Se、Br两种元素的部分信息如图所示，下列说法正确的是( )
A．原子半径：Br>Se>P
B．还原性：S2－>Se2－>Br－
C．Se在元素周期表中位于第4周期ⅥA族
D．Se、Br位于同一主族
答案 C
解析 由图示信息可知Se为34号元素，Br为35号元素，Se和Br位于同一周期且Se位于Br的左侧，原子半径：Se>Br，故A、D项错误；Se和S位于同一主族，且Se位于S的下一周期，故还原性：Se2－>S2－，B项错误；由图示信息可知Se位于第4周期ⅥA族，C正确。
7．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ZW2
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
8.短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，下列说法正确的是( )
A．X、Y、Z三种元素中，X的非金属性最强
B．Y的氢化物的稳定性比Z的氢化物弱
C．Y的最高正化合价为＋7价
D．X单质的熔点比Z的低
答案 D
解析 由题目信息(短周期图示位置关系)，可确定X、Y、Z三种元素分别为He、F、S。A项，非金属性最强的是F，错误；B项，HF比H2S更稳定，错误；C项，元素F无正化合价，错误；D项，因常温常压下He为气体，S为固体，正确。
9．如图是元素周期表的一部分，关于元素X、Y、Z的叙述正确的是( )
①X的气态氢化物与Y的最高价氧化物对应的水化物能发生反应生成盐 ②Y、Z的气态氢化物的水溶液的酸性：YA．①②③④ B．①②③④⑤
C．只有③ D．只有①④
答案 A
解析 根据元素周期表的结构，可知R为He、X为N、Y为S、Z为Br；2NH3＋H2SO4===(NH4)2SO4；氢硫酸的酸性小于氢溴酸；Br2在常温下是液体，能与铁粉反应；Br的原子序数为35，S的原子序数为16；Br处于第4周期，该周期包括18种元素。
题组四 元素周期表在科研、生产中的应用
10．19世纪中叶，门捷列夫总结了如下表所示的元素化学性质的变化情况。请回答：
(1)门捷列夫的突出贡献是________(填字母，下同)。
A．提出了原子学说 B．提出了分子学说
C．发现了元素周期律 D．发现了能量守恒定律
(2)该表变化表明________。
A．事物的性质总是在不断地发生明显的变化
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同周期第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
答案 (1)C (2)CD
解析 (1)门捷列夫的突出贡献是发现了元素周期律，并根据元素周期律制得第一个元素周期表。
(2)A项，同主族元素的性质是相似的，同周期元素的性质是递变的，错误；B项，氦是稀有气体元素，非金属性最强的是氟，错误；D项，随着原子序数的递增，同周期元素由金属变化到非金属，同主族由非金属变化到金属，即由量变引起质变，正确。
[能力提升]
11．(1)X元素的原子核外有2个电子层，其中L层有5个电子，该元素在周期表中的位置为__________________，其气态氢化物的化学式为______________，最高价氧化物的化学式为____________，该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为__________________。
(2)R为1～18号元素中的一种非金属元素，若其最高价氧化物对应水化物的化学式为HnROm，则此时R元素的化合价为__________，R原子的最外层电子数为________，其气态氢化物的化学式为__________。
答案 (1)第2周期ⅤA族 NH3 N2O5 HNO3
(2)＋(2m－n) 2m－n H8－2m＋nR
解析 (1)由X元素的原子结构可知，X为氮元素，其气态氢化物的化学式为NH3，最高价氧化物的化学式为N2O5，最高价氧化物对应水化物的化学式为HNO3。(2)R元素的最高正化合价为＋(2m－n)，则R原子的最外层电子数为2m－n，最低负价的绝对值为8－2m＋n，其气态氢化物的化学式为H8－2m＋nR。
12．根据元素周期表回答下列问题：
(1)在上面元素周期表中，全部是金属元素的区域为________(填字母)。
A．Ⅰ区 B．Ⅱ区 C．Ⅲ区 D．Ⅳ区
(2)a～m中，化学性质最不活泼的是________元素(填元素符号，下同)，只有负化合价而无正化合价的是________。
(3)最高价氧化物对应水化物呈两性的是________(填化学式，下同)，写出它分别与a、l的最高价氧化物的水化物反应的离子方程式：_____________________________________、
________________________________________________________________________。
(4)a、c的最高价氧化物对应水化物的碱性________>________________。
答案 (1)B (2)Ar F
(3)Al(OH)3 Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
(4)NaOH Mg(OH)2
13．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。下图是元素周期表的一部分。
(1)阴影部分元素在元素周期表中的位置为第____族。
(2)根据元素周期律预测：H3AsO4属于强酸还是弱酸？________。
(3)C和Si元素的氢化物都可以燃烧，但Si元素的氢化物在空气中可以自燃，试写出其完全燃烧的化学方程式：____________________________________________________。
(4)试比较S、O、F三种元素的原子半径大小：________(填元素符号)。
答案 (1)ⅤA (2)弱酸 (3)SiH4＋2O2===SiO2＋2H2O (4)S>O>F
解析 (1)图中阴影部分为氮族元素，即第ⅤA族。
(2)在周期表中，砷元素的非金属性比磷元素弱，磷酸属于中强酸，故H3AsO4属于弱酸。
(3)甲烷(CH4)燃烧产生二氧化碳和水，硅烷(SiH4)的性质与甲烷相似，它在空气中燃烧的产物应该是水和硅的氧化物，即SiH4＋2O2===SiO2＋2H2O。
(4)S与O同主族，原子序数S>O，故原子半径S>O；O与F同周期，原子序数OF，所以原子半径：S>O>F。
14．现有部分短周期元素的性质或原子结构如下表：
元素编号
元素性质或原子结构
T
M层电子数是K层电子数的3倍
X
最外层电子数是次外层电子数的2倍
Y
常温下单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性
Z
元素最高正价是＋7价
(1)元素X位于元素周期表的第________周期______族，它的一种核素可测定文物年代，这种核素的符号是________。
(2)元素Y的原子结构示意图为________，与氢元素可形成一种离子YH，写出某溶液中含有该微粒的检验方法：____________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)元素Z与元素T相比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是______(填字母)。
a．常温下Z的单质和T的单质状态不同
b．Z的氢化物比T的氢化物稳定
c．一定条件下Z和T的单质都能与氢氧化钠溶液反应
(4)探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。T、X、Y、Z四种元素的最高价氧化物对应的水化物中化学性质明显不同于其他三种的是________，理由是____________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)2 ⅣA C
(2) 取适量溶液于试管中，然后加入浓NaOH溶液，加热，若产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，可以证明该溶液中含有NH(答案合理即可)
(3)Cl b (4)H2CO3 H2CO3是弱酸(或非氧化性酸)
第1课时 离子键
[学习目标定位] 1.通过NaCl的形成过程，理解离子键的形成过程与形成条件。2.知道离子键、离子化合物的概念。3.能用电子式表示离子化合物的形成过程。
一、离子键及离子化合物
1．离子键的形成过程(以NaCl为例)
Na原子和Cl原子最外层电子数分别为1和7，均不稳定。
即它们通过得失电子后达到8电子稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，两种带相反电荷的离子通过静电作用结合在一起，形成新物质NaCl。
2．离子键
(1)离子键的概念是带相反电荷离子之间的相互作用。
构成离子键的粒子是阳离子和阴离子。
(2)离子键的实质是静电作用。这种静电作用不只是静电引力，而是指阴、阳离子之间的静电引力与电子之间、原子核之间斥力处于平衡时的总效应。
(3)成键条件
(4)成键微粒：阴、阳离子。
(5)离子键成键的原因是原子间相互得失电子达到稳定结构；体系的总能量降低。
3．离子化合物
(1)离子化合物的概念是由离子键构成的化合物。
(2)请举例说明常见的离子化合物的类型：活泼金属氧化物(如Na2O、MgO等)；绝大多数盐(如NaCl、K2SO4、CaCO3等)；强碱[如NaOH、Ba(OH)2等]。
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。
1．下列说法正确的是( )
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
答案 D
解析 离子键是使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，要注意区别静电作用和静电引力，A项错误；活泼金属与活泼非金属原子之间不一定形成离子键，B项错误；由CaCl2的电子式：可以看出，离子键存在于阴离子和阳离子之间，C项错误；含有离子键的化合物一定是离子化合物，D项正确。
易错警示 (1)离子键形成于阴离子和阳离子之间，阴、阳离子是离子键形成的前提。若没有阴、阳离子，则不可能含有离子键，若有离子键，则一定有阴、阳离子。
(2)非金属元素之间也可以形成离子键，如在NH4Cl晶体中，NH与Cl－间的化学键就是离子键。
2．下列哪一组元素的原子间反应容易形成离子键( )
元素
a
b
c
d
e
f
g
M层电子数
1
2
3
4
5
6
7
A.a和c B．a和f C．d和g D．c和g
答案 B
解析 本题考查离子键的成键实质、成键条件，同时还考查原子结构与性质的关系。由原子a～g的M层电子数可知，M层即为原子的最外层，元素a～g均为第3周期元素，a为活泼的金属元素，f为活泼的非金属元素，所以a与f形成的化学键为离子键。
二、用电子式表示离子化合物
1．由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，为了方便，我们在元素符号周围用“·”(小黑点)或“×”(叉号)表示原子或离子的最外层电子的式子叫做电子式。
2．电子式的书写
(1)原子的电子式：氢原子H、钠原子Na、氮原子、氯原子。
(2)简单阳离子的电子式：简单阳离子是原子失去最外层电子后形成的，其电子式就是其阳离子符号，例Na＋、Mg2＋等。
(3)简单阴离子的电子式：氯离子、氧离子。
(4)复杂阴、阳离子的电子式
复杂阴、阳离子要标明电子，用[ ]括上，并在[ ]右上角标明电性和电量，例如：
水合氢离子 铵根离子
氢氧根离子 过氧根离子
(5)离子化合物的电子式：氧化钙、硫化钾。
3．用电子式表示下列物质的形成过程
(1)NaCl：。
(2)MgBr2：。
用电子式表示离子化合物形成过程时的注意事项
(1)连接号必须使用“――→”，不能用等号。
(2)左边写出原子的电子式并用箭头标出电子转移情况，右边构成离子化合物的每个离子的电子式都要单独写，不能合并，如 (错误)。而且要符合相邻关系，一般为以多围少，如Mg3N2：
(3)离子的电子式要标离子所带的电荷数，阴离子的电子式要用[__]表示。
(4)要和化学方程式区别开，形成过程只是表示由原子形成离子的过程，左侧不能写成物质的化学式。
3．下列电子式，正确的是( )
A．
B．
C．
D.
答案 C
4．用电子式表示下列离子化合物的形成过程：
BaCl2________________________________________________________________________；
NaF________________________________________________________________________；
MgS________________________________________________________________________；
K2O________________________________________________________________________。
答案
解析 书写电子式和用电子式表示离子化合物的形成过程时，一定要注意规范表达。
易错警示 用电子式表示离子化合物或离子化合物的形成过程时，易出现下列错误，应注意纠错、防错。
(1)漏标阴离子的括号，如将S2－的电子式错写为
(2)给阳离子多标电子和括号，如将Al3＋的电子式错写为或
(3)漏标或错标离子的电荷，如将S2－的电子式错写为或
(4)将多个相同的离子合并，如将K2S的电子式错写为
1．以下叙述中，错误的是( )
A．钠原子和氯原子作用生成NaCl后，其结构的稳定性增强
B．在氯化钠中，除氯离子和钠离子的静电吸引作用外，还存在电子与电子、原子核与原子核之间的排斥作用
C．任何离子键在形成的过程中必定有电子的得与失
D．金属钠与氯气反应生成氯化钠后，体系能量降低
答案 C
解析 活泼的金属原子和活泼的非金属原子之间形成离子化合物，阳离子和阴离子均达到稳定结构，这样体系的能量降低，其结构的稳定性增强，故A、D正确，B也正确。离子键的形成只是阴、阳离子间的静电作用并不一定发生电子的得失，如Na＋与OH－结合成NaOH，故C错误。
2．根据成键元素判断下列化合物中含有离子键的是( )
A．HF B．H2O
C．H2SO4 D．MgO
答案 D
解析 离子键的形成是
离子化合物，故据此可知含有离子键的为D。
3．下列各数值表示有关元素的原子序数，其所表示的各原子组中能以离子键相互结合形成稳定化合物的是( )
A．10与19 B．6与16
C．11与17 D．14与8
答案 C
解析 根据离子键的形成条件，活泼金属元素与活泼非金属元素间一般形成离子键，根据原子序数，C项中分别是Na和Cl，符合题意。
4．下列表示离子化合物形成过程的电子式正确的是( )
A．2Na＋O2－―→
B．2Na＋F2―→
C.
D.
答案 D
解析 A中氧原子的电子式错误，应写作，钠离子不能合并；B中正确的表示为；C中正确的表示为。
5．用电子式表示下列物质的形成过程。
(1)Na2S________________________________________________________________________。
(2)CaBr2_____________________________________________________________________。
(3)KF________________________________________________________________________。
答案 (1)
(2)
(3)
[基础过关]
题组一 正确理解离子键的概念与形成
1．如图形象地表示了氯化钠的形成过程。下列相关叙述中不正确的是( )
A．钠原子易失去一个电子，氯原子易得到一个电子
B．钠离子与钠原子有相似的化学性质
C．钠原子与氯原子作用生成NaCl后，其稳定性增强
D．氯化钠是离子化合物
答案 B
解析 钠原子最外层只有1个电子，当它失去1个电子后形成的Na＋具有最外层8个电子的稳定结构，氯原子最外层有7个电子，当它得到1个电子后形成的Cl－具有最外层8个电子的稳定结构，Na＋和Cl－通过静电作用形成离子键，从而构成离子化合物NaCl。
2．下列说法不正确的是( )
A．凡金属元素跟非金属元素化合时都能形成离子键
B．原子间先通过得失电子变成阴、阳离子后，阴、阳离子间才能形成离子键
C．具有强得电子能力的原子与具有强失电子能力的原子相遇时能形成离子键
D．一般情况下，活泼金属(ⅠA、ⅡA族金属)和活泼的非金属(ⅥA、ⅦA族非金属)之间化合时，易形成离子键
答案 A
解析 并不是所有由金属元素与非金属元素组成的化合物都是离子化合物，例如，AlCl3是共价化合物，故A选项错。
题组二 离子化合物及其判断
3．下列关于离子化合物的叙述正确的是( )
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
答案 A
解析 A项，离子化合物的构成粒子为阴、阳离子，一定含有离子键，正确；B项，离子化合物中的阳离子可以全部由非金属元素构成，如铵盐，错误；C项，离子化合物在熔融状态或水溶液中能导电，固态时不导电，错误；D项，溶于水可以导电的化合物不一定为离子化合物，如HCl等，错误。
4．下列不是离子化合物的是( )
答案 B
解析 非金属氧化物不是离子化合物，B选项错误。
5．Y元素最高正价与最低负价的绝对值之差是4；Y元素与M元素形成离子化合物，并在水中电离出电子层结构相同的离子，该化合物是( )
A．KCl B．Na2S C．Na2O D．K2S
答案 D
解析 由信息“Y元素最高正价与最低负价的绝对值之差是4”，可确定Y元素位于第ⅥA族且不是氧元素；K2S电离出的K＋与S2－具有相同的电子层结构。
6．同主族元素形成的同一类型的化合物，往往结构和性质很相似，如PH4I的结构和性质与NH4Cl相似，有关PH4I的叙述中不正确的是( )
A．可由PH3与HI化合生成
B．将其加热可以分解
C．能跟NaOH溶液反应
D．电子式为
答案 D
题组三 离子的电子层结构
7．下列有关阳离子的说法中错误的是( )
①阳离子都是由一个金属原子失去电子而形成的 ②非金属原子不能形成阳离子 ③阳离子的电子排布一定与稀有气体元素原子相同 ④阳离子的价态不会大于其原子的最外层电子数 ⑤阳离子都是稳定结构，不会再失去电子
A．①④ B．②④ C．①②③ D．①②③④⑤
答案 D
解析 ①②错误，如H＋、NH等。阳离子可以是主族元素形成的，其电子层结构与稀有气体相同(H＋例外)，也可以是副族元素形成的，其电子层结构多数与稀有气体不同，不一定是稳定结构；阳离子的化合价可能大于其原子的最外层电子数，如Fe3＋为＋3价，而其原子最外层电子数为2，小于其化合价；Fe2＋可以失去电子形成Fe3＋，故③④⑤也错误。
8．下列离子化合物中，阴、阳离子的电子层结构相同的是( )
A．NaCl B．LiCl C．MgO D．Na2S
答案 C
解析 钠离子、氧离子、镁离子的核外都有2个电子层，硫离子、氯离子的核外都有3个电子层，锂离子的核外只有一个电子层。
9．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．Z可表示为MY2
B．Z可表示为M2Y
C．Z的电子式可表示为
D．M形成＋1价阳离子
答案 A
解析 M的一个原子失去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。
10．氢化钠(NaH)是一种白色的离子化合物，其中钠元素显＋1价；氢化钠与水反应放出氢气。下列叙述中，不正确的是( )
A．NaH中存在－1价的氢离子，还原性比氢原子强
B．NaH与H2O反应时水作氧化剂，反应放出热量
C．NaH中氢元素的离子的电子层排布与氦原子的电子层排布相同
D．微粒半径：H＋>H>H－
答案 D
解析 NaH的电子式为Na＋[H]－，与水反应的化学方程式为NaH＋H2O===NaOH＋H2↑；D项，半径：H－>H>H＋。
[能力提升]
11．已知X、Y为短周期元素，请按要求完成下列填空：
(1)XY型的离子化合物，X所在的族为__________；Y所在的族为____________。
(2)XY2型的离子化合物，X所在的族为________；Y所在的族为__________。
答案 (1)第ⅠA族或第ⅡA族 第ⅦA族或第ⅥA族
(2)第ⅡA族或第ⅣA族 第ⅦA族或第ⅥA族
解析 (1)XY型的离子化合物，X可能为＋1价，也可能为＋2价。X为＋1价时，X位于第ⅠA族，Y位于第ⅦA族；X为＋2价时，X位于第ⅡA族，Y位于第ⅥA族。
(2)XY2型的离子化合物，X可能为＋2价，也可能为＋4价。X为＋2价，Y为－1价，X位于第ⅡA族，Y位于第ⅦA族；X为＋4价时，Y为－2价，X位于第ⅣA族，Y位于第ⅥA族。
12．离子化合物AB2的阴、阳离子的电子层结构相同，1 mol AB2中含54 mol电子，且有下列反应：
①H2＋B2C
②B2＋X―→Y＋AB2＋H2O
③Y＋C―→AB2＋Z，Z有漂白作用
根据上述条件回答下列问题：
(1)写出下列物质的化学式：AB2________，X________，Y________，Z________。
(2)用电子式表示AB2的形成过程：________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)写出反应②的化学方程式：_____________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)CaCl2 Ca(OH)2 Ca(ClO)2 HClO
(2)
(3)2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
解析 由题目信息可知：在离子化合物中A2＋、B－核外电子数均为18，则元素A、B分别是Ca和Cl。
再由化学反应“H2＋Cl2―→C”推出C为HCl；因为反应②：Cl2＋X―→Y＋CaCl2＋H2O，可推知X中含有元素Ca、H、O，则X可能是Ca(OH)2，则反应②为2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。最后反应③为Ca(ClO)2＋2HCl===CaCl2＋2HClO。
13．设X、Y、Z代表三种元素。已知：
①X＋和Y－两种离子具有相同的电子层结构；
②Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少 9个；
③Y和Z两种元素可以形成四核42个电子的－1价阴离子。
据此，请填空：
(1)写出X、Y、Z三种元素的名称：X______，Y______，Z________。
(2)X、Y两种元素的最高价氧化物对应的水化物相互反应的离子方程式为____________
________________________________________________________________________。
(3)用电子式表示X、Z形成化合物的过程：___________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)钾 氯 氧 (2)H＋＋OH－===H2O
(3)
解析 根据X＋和Y－两种离子具有相同的电子层结构，可确定X为第ⅠA族元素，Y为第ⅦA族元素，Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少9个，Z为Y的前一周期的氧族元素；不难判断出，Y和Z两种元素，形成的四核42个电子的－1价阴离子为ClO，X＋为K＋。
14．X、Y、Z、W是短周期中的四种常见元素，其相关信息如表：
元素
相关信息
X
X最外层电子数是次外层电子数的3倍
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的非金属性大于Y
W
W的一种核素的质量数为23，中子数为12
(1)Y位于元素周期表第________周期________族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是________(填化学式)。
(2)Z的简单离子的电子式为________。
(3)W可以与X形成两种化合物，写出这两种化合物的电子式：__________________、____________________。
答案 (1)3 ⅥA HClO4 (2)
(3)
解析 X最外层电子数是次外层电子数的3倍，则共有2个电子层，故X为O；Y单质是淡黄色固体，则Y为S；Z和Y同周期，Z的非金属性大于Y，则Z为Cl；W的一种核素的质量数为23，中子数为12，则其质子数为11，故W为Na。(1)S位于第3周期ⅥA族；非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。(2)Z的简单离子为Cl－。(3)Na与O可以形成Na2O和Na2O2。
第2课时 共价键 分子间作用力
[学习目标定位] 1.知道共价键的概念和实质。2.学会用电子式表示共价分子的形成过程，用结构式表示简单的共价分子结构。3.知道分子间作用力与物质性质的关系。
一、共价键与共价化合物
1．共价键的形成过程
(1)氯分子的形成过程
→→
→
请你根据上述图示，用电子式表示其形成过程
。
(2)下图形象地表示了氯化氢分子的形成过程
请你用电子式表示HCl的形成过程：。
2．共价键
(1)共价键的概念是原子间通过共用电子对所形成的相互作用，其成键粒子是原子，实质是共用电子对对两原子的电性作用。
(2)共价键的形成条件是同种非金属原子或不同种非金属原子之间，且成键的原子成键前最外层电子未达饱和状态。
(3)共价键的类别：
①非极性键是同种非金属元素的原子间形成的共价键。共用电子对不发生偏移，成键原子不显电性。
②极性键是不同种非金属元素的原子间形成的共价键。共用电子对发生偏移，两原子一方略显正电性，另一方略显负电性。
(4)共价键成键的原因是原子通过共用电子对，各原子最外层电子一般都能达到饱和状态、两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态，原子形成分子后，体系的总能量降低。
3．共价化合物
(1)共价化合物的概念是不同原子之间以共用电子对形成分子的化合物。
(2)请举例说明常见的共价化合物的类型：酸(如HCl、H2SO4、HClO等)；非金属氧化物(如CO、NO2、SO2等)；非金属氢化物(如NH3、H2S、H2O等)；有机物(如CH4、C2H5OH、CCl4等)。
4．共价化合物与共价键的关系
(1)含有共价键的分子不一定是共价化合物。例如H2、O2等单质。
(2)含有共价键的化合物不一定是共价化合物。例如NaOH、Na2O2。
(3)离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中一定不含离子键，只有共价键。
归纳总结
1．离子键和共价键的比较
键型
离子键
共价键
非极性键
极性键
概念
带相反电荷离子之间的相互作用
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用
特点
阴、阳离子间的相互作用
共用电子对不发生偏移
共用电子对偏向吸引电子能力强的原子
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键条件
一般为活泼金属和活泼非金属
同种非金属元素的原子
不同种非金属元素的原子
存在
离子化合物
非金属单质，如O2；某些化合物，如Na2O2
共价化合物，如SO2；某些离子化合物，如NaOH
2．离子化合物与共价化合物的比较
离子化合物
共价化合物
化学键
离子键或离子键与共价键
共价键
概念
由离子键构成的化合物叫离子化合物
以共用电子对形成分子的化合物叫共价化合物
达到稳定结构的途径
通过电子得失达到稳定结构
通过形成共用电子对达到稳定结构
构成微粒
阴、阳离子
原子
构成元素
一般为活泼金属元素与活泼非金属元素
一般为不同种非金属元素
表示方法
以NaCl为例：电子式为
NaCl的形成过程为
以HCl为例：电子式为
HCl的形成过程为
1．下列物质中只含有共价键的是( )
A．NaCl、HCl、H2O、NaOH
B．Cl2、Na2S、HCl、SO2
C．HBr、CO2、H2O、CS2
D．Na2O2、H2O2、H2O、O3
答案 C
解析 A项，NaCl只含有离子键，HCl、H2O只含有共价键，NaOH既有离子键又有共价键；B项，Cl2、HCl、SO2分子中只有共价键，而Na2S中只有离子键；D项，Na2O2既有离子键又有共价键，H2O2、H2O、O3分子中只有共价键。
2．下列分子的电子式书写正确的是( )
A．氨气
B．四氯化碳
C．氮气
D．二氧化碳
答案 C
易错警示 在书写共价分子的电子式时应注意：①各原子最外层的电子即便未参与成键也必须全部标出；②要正确标出共用电子对的对数；③中学阶段要求掌握的物质的电子式，一般都满足稳定结构；④电子式书写中原子的排列顺序不一定是分子式中原子的排列顺序，如HClO的电子式为，而不是
3．下列分子中所有原子都满足最外层为8电子结构的是( )
A．BF3 B．H2O
C．SiCl4 D．PCl5
答案 C
解析 A项，BF3中形成三个共用电子对，硼原子最外层只有6个电子，未达到8电子结构，错误；B项，H2O中氢原子最外层只有2个电子，错误；C项，SiCl4中Si与Cl形成4个共用电子对，两种原子的最外层电子均达到8电子结构，正确；D项，PCl5中P不符合8电子结构，错误。
方法点拨 判断2电子、8电子稳定结构的方法
(1)分子中若含氢原子，则氢原子满足的是2电子稳定结构。
(2)判断8电子结构的方法有以下两种：
方法一：原子最外层电子数＋共用电子对数＝8，如在HCl中，对氯原子来说，最外层有7个电子，共用电子对数为1，则氯原子能满足8电子结构，对氢原子则不能满足8电子结构。
方法二：分子中各原子的最外层电子数之和＝8×分子中原子总数－2×共用电子数，如PCl3最外层电子数为26＝8×(1＋3)－2×3，即磷和氯都能满足8电子结构。
二、化学键与分子间作用力
1．化学键
离子键使阴、阳离子结合形成离子化合物，共价键使原子结合形成共价分子，人们把这种使离子之间相结合或原子之间相结合的作用力通称为化学键。化学键的形成主要通过原子的价电子间的转移或共用来实现。
2．化学反应的实质
化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程，如H2和Cl2反应生成HCl可用如下过程表示：
3．分子间作用力
(1)要使水分解，需要先破坏水分子内部存在的极性键；若使液态水汽化，需要加热克服水分子之间存在的分子间作用力；二者相比较，难易程度是水分解比水汽化难得多。
(2)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。
(3)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的大小决定。
4．氢键
(1)像H2O、NH3、HF这样的分子之间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用，这种作用使它们只能在较高的温度下才汽化，这种相互作用叫氢键。
(2)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。氢键比化学键弱，比分子间作用力强。
(3)分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高，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。
归纳总结
化学键、分子间作用力和氢键的比较
相互作用
化学键
分子间作用力
氢键
存在范围
相邻原子(离子)之间
分子之间
某些含强极性键氢化物分子之间(如HF、H2O、NH3等)
作用力比较
强
很弱
比化学键弱，比分子间作用力强
影响范围
物质的物理性质及化学性质
物质的物理性质
物质的物理性质
4．下列关于化学键的说法正确的是( )
①含有金属元素的化合物一定是离子化合物 ②第ⅠA族和第ⅦA族元素原子化合时，一定形成离子键 ③由非金属元素形成的化合物一定不是离子化合物 ④活泼金属与活泼非金属化合时，能形成离子键 ⑤含有离子键的化合物一定是离子化合物 ⑥离子化合物中可能同时含有离子键和共价键
A．①②⑤ B．④⑤⑥
C．①③④ D．②③⑤
答案 B
解析 AlCl3属于共价化合物，①错；第ⅠA族的H元素和第ⅦA族卤素化合时形成共价键，②错；非金属元素形成的铵盐都是离子化合物，③错；活泼金属与活泼非金属化合时，可分别形成阳离子和阴离子，因此能形成离子键，④正确；⑤正确；含有原子团的离子化合物如NH4Cl、NaOH既含有离子键又含有共价键，⑥正确。故选B。
思维启迪 化学键、化合物类型判断的“四个不是”
(1)不是所有的物质都含有化学键，如稀有气体中不含化学键。
(2)不是只含有共价键的物质就属于共价化合物，单质例外。
(3)不是离子化合物一定含有金属元素，如铵盐中含离子键。
(4)不是只要含有金属元素的化合物就是离子化合物，如氯化铝是共价化合物。
5．试分析下列各种情况下微粒间作用力的变化情况(填“离子键”“极性键”“非极性键”或“分子间作用力”)：
(1)NaCl溶于水时破坏__________。
(2)HCl溶于水时破坏__________。
(3)SO2溶于水时破坏__________。
(4)酒精溶于水时破坏__________。
(5)NaOH和HCl反应时形成__________和__________。
(6)反应2H2＋O22H2O中，被破坏的是________，形成的是__________。
(7)CaCl2和Na2CO3反应时，被破坏的化学键是______，形成的化学键是__________。
(8)Na2O熔化时被破坏的化学键是__________。
答案 (1)离子键 (2)极性键 (3)极性键 (4)分子间作用力 (5)离子键 极性键 (6)非极性键 极性键 (7)离子键 离子键 (8)离子键
解析 NaCl、HCl、SO2中分别含有离子键、极性键、极性键，溶于水时破坏相应的化学键；酒精溶于水时破坏分子间作用力；(5)、(6)、(7)是考查化学变化中化学键的变化情况，根据各物质中的化学键类型判断即可；(8)中Na2O是离子化合物，熔化时破坏离子键。
1．下列说法错误的是( )
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．构成单质分子的微粒不一定含有共价键
D．双原子单质分子中的共价键一定是非极性键
答案 A
解析 离子化合物中也可能含有共价键，如氢氧化钠中含有共价键，A错误；必须全部由共价键构成的化合物才是共价化合物，共价化合物中不存在离子键，B正确；稀有气体单质形成的晶体中不含任何化学键，C正确；双原子单质分子中两原子对共用电子对作用力相同，形成非极性键，D正确。
2．下列物质的变化过程中，有共价键明显被破坏的是( )
A．从NH4HCO3中闻到了刺激性气味
B．NaCl颗粒被粉碎
C．I2升华
D．NaOH溶于水
答案 A
解析 C项，I2升华破坏分子间作用力；D项，NaOH溶于水破坏离子键。
3．下列化合物中所含化学键都是共价键的是( )
A．Na2O2 B．NaOH
C．BaCl2 D．CH4
答案 D
4．(1)用电子式表示共价分子：H2________，N2________，CO2________，H2O________。
(2)用电子式表示下列共价分子的形成过程。
H2：________________________________________________________________________；
N2：________________________________________________________________________；
H2O：________________________________________________________________________。
答案 (1)
(2)
5．(1)在下列物质中：A.氩；B.NaOH；C.甲烷；D.氯化钡；E.乙烯；F.NH3；G.CCl4；H.H2O2。
①只含离子键的物质是________(填字母，下同)；
②既有离子键又有共价键的化合物是________；
③只含极性键的物质是________；
④含非极性键的物质是________。
(2)下列变化：①碘的升华；②烧碱熔化；③氯化钠溶于水；④氯化氢溶于水；⑤氧气溶于水；⑥氯化铵受热分解。
化学键未被破坏的是________(填序号，下同)；仅离子键被破坏的是________；仅共价键被破坏的是________。
答案 (1)①D ②B ③CFG ④EH (2)①⑤ ②③ ④
解析 氩，不含化学键，只存在分子间作用力；NaOH，存在离子键和极性共价键；甲烷，只存在极性共价键；氯化钡，只含离子键；乙烯，含极性共价键和非极性共价键；NH3，只存在极性共价键；CCl4，只存在极性共价键；H2O2，含极性共价键和非极性共价键。(2)①碘的升华，只是状态的变化，化学键没有被破坏；②烧碱熔化，电离出自由移动的离子，离子键被破坏；③氯化钠溶于水，电离出自由移动的离子，离子键被破坏；④氯化氢溶于水，电离出自由移动的离子，共价键被破坏；⑤氧气溶于水，共价键没被破坏；⑥氯化铵受热分解，既有离子键被破坏又有共价键被破坏。
[基础过关]
题组一 化学键的概念、判断及表示方法
1．关于化学键的下列叙述中，不正确的是( )
A．离子化合物可能含共价键
B．全部由非金属元素形成的化合物一定只含共价键
C．Na在Cl2中燃烧的生成物含离子键
D．水分子中氢、氧原子之间的化学键是极性键
答案 B
解析 离子化合物可能含共价键，如过氧化钠A正确；全部由非金属元素形成的化合物不一定只含共价键，如氯化铵中含有离子键和共价键，B错误；Na在Cl2中燃烧生成物为NaCl，含有离子键，C正确；氢、氧对共用电子对的作用力不同，故两原子之间的化学键是极性键，D正确。
2．下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是( )
①光气(COCl2) ②六氟化硫 ③二氟化氙 ④三氟化硼 ⑤BeCl2 ⑥PCl3 ⑦PCl5 ⑧OF2
A．①③⑥⑧ B．③④⑤⑦
C．①⑥⑧ D．②④⑤
答案 C
解析 根据碳原子的成键特征可推断光气(COCl2)的结构式是电子式是PCl3分子中原子的成键数与最外层电子数之和为8，OF2的结构式为，这3种分子符合题意；SF6、XeF2、PCl5中的S、Xe、P原子的最外层电子数超过8个；BF3和BeCl2中的B、Be原子的最外层电子数少于8个(分别为6个和4个)。
3．下列说法正确的是( )
A．MgCl2的形成过程可表示为―→
B．H2O分子的结构式可表示为H—O—H
C．NaOH是离子化合物，所以不含共价键
D．Na2S的电子式为
答案 B
解析 A项，MgCl2的电子式应为 ；B项，共价化合物的结构式中用“—”代替一个共用电子对，未成键电子对不用表示，所以H2O分子的结构式可表示为H—O—H；C项，NaOH中含有H—O共价键；D项，Na2S的电子式应为不能把两个Na＋合并在一起。
题组二 共价化合物和共价键
4．现有如下各种说法：
①在水中氢、氧原子间均以化学键相结合；
②金属和非金属化合时一定形成离子键；
③离子键是阳离子、阴离子间的相互吸引力；
④根据电离方程式HCl===H＋＋Cl－，判断HCl分子里存在离子键；
⑤H2分子和Cl2分子的反应过程是H2、Cl2分子里共价键发生断裂生成H原子、Cl原子，而后H原子、Cl原子形成共价键的过程。上述各种说法中正确的是( )
A．①②⑤ B．①⑤ C．⑤ D．③④
答案 C
解析 水分子内氢、氧原子间以化学键相结合、水分子之间氢、氧原子间主要以氢键相结合；金属与非金属化合时也可能形成共价键，如AlCl3就是以共价键形成的共价化合物；离子键是阴、阳离子间的静电作用，包括吸引力和排斥力；HCl在水中可全部电离成离子，但分子内是以共价键结合的。
5．下表物质与其所含化学键类型、所属化合物类型完全正确的一组是( )
选项
A
B
C
D
物质
MgCl2
CO2
HCl
NaOH
所含化学键类型
离子键、共价键
共价键
离子键
离子键、共价键
所属化合物类型
离子化合物
共价化合物
离子化合物
共价化合物
答案 B
解析 A项，MgCl2仅含离子键；C项，HCl含有共价键，是共价化合物；D项，NaOH含有离子键、共价键，是离子化合物。
6．下列各组中的每种物质内既有离子键又有共价键的一组是( )
A．NaOH、K2SO4、H2SO4
B．HCl、Al2O3、MgCl2
C．Na2O2、NH4Cl、Na2SO4
D．MgO、Na2SO4、NH4HCO3
答案 C
7.意大利罗马大学的Fulvio Cacace等人获得了极具理论研究意义的N4气体分子。N4分子结构如图所示，下列说法正确的是( )
A．N4分子属于一种新型的化合物
B．N4分子中只含有非极性键
C．1 mol N4分子所含共价键数为4NA
D．N4沸点比P4(白磷)高
答案 B
解析 N4是单质不是化合物，A项错误；由同种元素原子形成的共价键为非极性键，B项正确；由图可知，1 mol N4中含有6 mol N—N键，所以含有6NA个共价键，C项错误；相同条件下，气体的沸点比固体低，故沸点P4>N4，D项错误。
题组三 分子间作用力和氢键
8．关于氢键，下列说法不正确的是( )
A．HF的沸点比HCl的沸点高是由于HF分子间存在氢键
B．水在结冰时体积膨胀，是由于水分子之间存在氢键
C．NH3的稳定性很强，是因为其分子间能形成氢键
D．在氨水中水分子和氨分子之间也存在着氢键
答案 C
解析 氢键是某些氢化物(NH3、H2O、HF)分子间存在的比分子间作用力稍强的作用力。它的存在使氢化物的熔点、沸点相对较高，因此HF的沸点高是由氢键所致；水在结冰时体积膨胀是由于水分子大范围地以氢键相互联结，形成相对疏松的晶体，从而在结构上有许多空隙，造成体积膨胀；氨分子和水分子之间主要是以氢键结合的，故A、B、D选项正确；NH3的稳定性取决于N—H键，而不是氢键，故C不正确。
9．下列事实与氢键有关的是( )
A．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱
B．水加热到很高的温度都难以分解
C．CH4、SiH4、GeH4、SnH4的熔点随相对分子质量的增大而升高
D．氨气在水中的溶解度很大
答案 D
解析 NH3在水中的溶解度很大，其主要原因是NH3与H2O之间形成氢键。
10．图中四条曲线分别表示ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族元素的气态氢化物的沸点，其中表示ⅥA族元素气态氢化物沸点的是曲线( )
A．① B．② C．③ D．④
答案 A
[能力提升]
11．下面是同学们熟悉的物质：
①O2 ②金刚石 ③NaBr ④H2SO4 ⑤Na2CO3
⑥NH4Cl ⑦NaHSO4 ⑧Ne ⑨Na2O2 ⑩NaOH
(1)这些物质中，只含有共价键的是______________(填序号，下同)；只含有离子键的是____________；既含有共价键又含有离子键的是________________；不存在化学键的是__________________。
(2)属于共价化合物的是________；属于离子化合物的是________。
(3)将NaHSO4溶于水，破坏了NaHSO4中的______________，写出其电离方程式________________________________________________________________________；
NaHSO4在熔融状态下电离，破坏了________，写出其电离方程式________________。
答案 (1)①②④ ③ ⑤⑥⑦⑨⑩ ⑧
(2)④ ③⑤⑥⑦⑨⑩
(3)离子键和共价键 NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO 离子键 NaHSO4===Na＋＋HSO
解析 O2、金刚石中只含有共价键；H2SO4只含有共价键，是共价化合物；NaBr中只含有离子键，是离子化合物；Na2CO3、NH4Cl、NaHSO4、Na2O2、NaOH中都是既含有离子键又含有共价键的离子化合物；稀有气体Ne是单原子分子，不含任何化学键。NaHSO4溶于水电离时，Na＋与HSO之间的离子键被破坏，HSO中H＋与SO之间的共价键也被破坏；而在熔融状态电离时只破坏离子键。
12．已知五种元素的原子序数的大小顺序为C>A>B>D>E，A、C同周期，B、C同主族；A与B形成离子化合物，A2B中所有离子的电子数相同，其电子总数为30；D和E可形成4核10电子的分子。试回答下列问题：
(1)写出这五种元素的名称。
A__________，B__________，C________，D________，E__________。
(2)写出D元素单质的结构式：________。
(3)写出下列物质的电子式：
E与B形成的化合物：______________；A、B、E形成的化合物：________；D、E形成的化合物：________。
(4)A、B两元素组成的化合物A2B2属于________(填“离子”或“共价”)化合物，存在的化学键是________。写出A2B2与水反应的化学方程式：_______________________。
答案 (1)钠 氧 硫 氮 氢 (2)N≡N
(4)离子 离子键和共价键 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
解析 因为A、B离子的电子数相同，在电子总数为30的A2B型化合物中，每个离子的电子数为10，可推出A是Na，B是O；又因为D和E可形成4核10电子分子，只能是NH3，原子序数D>E，故D是N，E是H。C与A(Na)同周期，与B(O)同主族，所以C位于第3周期ⅥA族，是S。
13．各城市为保持街道整洁、湿润，在路面或广场上喷洒含化学式为XY2的溶液作保湿剂。X原子的结构示意图为，X的阳离子与Y的阴离子的电子层结构相同。元素Z、W均为短周期元素，它们原子的最外层电子数均是其电子层数的2倍，Z与Y相邻且Z、W能形成一种WZ2型分子。
(1)m＝________，该保湿剂的化学式为________。
(2)Z、W元素的名称分别为________、________。
(3)下列说法正确的是________(填字母下同)。
A．XY2和WZ2都为离子化合物
B．XY2中仅含离子键，WZ2中仅含极性共价键
C．H2Z比HY的稳定性强
D．X的阳离子比Y的阴离子半径大
(4)下列化学用语表达正确的是________。
A．XY2的电子式：
B．WZ2的结构式：Z===W===Z
C．Y元素的单质与H2Z水溶液反应的离子方程式：Y2＋Z2－===2Y－＋Z↓
D．用电子式表示XY2的形成过程：
答案 (1)20 CaCl2 (2)硫 碳 (3)B (4)BD
解析 (1)由X原子的结构示意图为不难推知其为，该元素为Ca，根据CaY2可知Y为－1价，又因Y－与Ca2＋的电子层结构相同，则Y为Cl。(2)Z、W原子的最外层电子数是其电子层数的2倍，且Z、W能形成一种WZ2型分子，则Z、W是C或S。Z与Y相邻，则Z是S，W是C。(3)CaCl2是仅含离子键的离子化合物，CS2是仅含极性键的共价化合物，A错、B对；S的非金属性弱于Cl，则H2S的稳定性比HCl弱，C错；Ca2＋、Cl－具有相同的电子层结构，且Ca元素的核电荷数大，因而半径小，D错。(4)XY2为CaCl2，其电子式为H2S为弱酸，应写成分子式，即Cl2＋H2S===2H＋＋2Cl－＋S↓，A、C错。
14．现有A、B、C、D 4种元素，前3种元素的离子都和氖原子具有相同的核外电子排布。A元素没有正化合价；B的氢化物分子式为H2B,0.2 mol的C单质能从酸中置换出2.24 L H2(标准状况)。D的原子核中没有中子。
(1)根据以上条件，推断A、B、C、D的元素名称：
A________，B________，C________，D________。
(2)用电子式表示C与A、C与B、B与D相互结合成的化合物，指出其化合物的类型及化学键类型：
化合物
电子式
化合物类型
化学键类型
C＋A
C＋B
B＋D
(3)写出C与B所形成的化合物和D与B所形成的化合物反应的离子方程式：____________。
答案 (1)氟 氧 钠 氢 (2) 离子化合物 离子键 离子化合物 离子键(或 离子化合物 离子键和共价键) 共价化合物 共价键(或 共价化合物 共价键) (3)Na2O＋H2O===2Na＋＋2OH－(或2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑)
解析 题给信息中A、B、C的离子结构与氖原子的结构相同，说明A、B、C是第2周期的非金属元素或第3周期的金属元素；B的氢化物的分子式为H2B，说明一定是氧元素；A是没有正价态的元素，说明A很活泼且只能得电子，为活泼的非金属元素氟；C与酸反应能产生H2，说明C为金属元素且在第3周期，再由0.2 mol C可产生0.1 mol H2，说明此元素显＋1价，即为钠元素；D的原子核中没有中子，说明为氢元素。
第1课时 同素异形现象与同分异构现象
[学习目标定位] 1.以碳元素的几种单质为例，认识同素异形现象。2.以正丁烷和异丁烷、乙醇和二甲醚为例，认识有机物的同分异构现象。3.以同素异形现象和同分异构现象为例，认识物质的多样性与微观结构的关系，学会同素异形体、同分异构体的判断方法。
一、同素异形现象
1．碳元素能形成多种单质。根据教材内容和你熟悉的知识，填写下表空格：
单质
金刚石
石墨
足球烯(C60)
物理
性质
颜色
状态
无色透明固体
灰黑色固体
灰黑色固体
硬度、熔点
坚硬、熔点很高
质软、熔点高
硬度小、熔点低
导电性
不导电
导电
不导电
微观结构
差异分析
碳原子的成键方式和排列方式不同
2．氧元素能形成O2和O3两种单质。填写下表：
单质
氧气(O2)
臭氧(O3)
物理性质
无色无味气体
有鱼腥味，淡蓝色气体
化学性质
有强氧化性
氧化性比氧气更强
转化
O2在放电时转化成O3，O3在催化剂存在时又可分解为O2
差异分析
分子中氧原子个数和氧原子的成键方式不同
3.由以上分析可知：
(1)同一种元素形成几种不同单质的现象叫做同素异形现象。
(2)同一元素可形成不同单质，这些单质互称为这种元素的同素异形体。
(3)同一元素的不同单质化学性质相似，物理性质差异很大，这是因为不同单质中，原子排列情况不同的缘故。
同素异形体的理解
(1)互为同素异形体的物质是由同一种元素形成的结构不同、性质不同的单质。
(2)同素异形体之间在一定条件下可以相互转化，其转化属于化学变化。
1．下列各组物质中，属于同素异形体的是( )
A．16O和18O B．红磷、白磷
C．二氧化硫、三氧化硫 D．二氧化碳、干冰
答案 B
解析 16O和18O是质子数相同、中子数不同的两种氧原子，互为同位素；白磷和红磷是磷的两种不同单质，互为同素异形体；二氧化硫和三氧化硫都是化合物，并非单质，不是同素异形体；二氧化碳和干冰是同种物质，不可互称为同素异形体。
2．下列关于碳元素的同素异形体的叙述正确的是( )
A．碳元素形成的各种单质称为碳元素的同素异形体
B．碳元素的同素异形体结构虽然不同，但性质差别不大
C．碳元素的同素异形体性质不同，其用途相同
D．碳元素的同素异形体只有金刚石、石墨和C60
答案 A
解析 碳元素形成的不同单质原子间的排列方式不同，物理性质差别较大，化学性质相似，用途不同，如金刚石和石墨；金刚石、石墨和C60只是三种主要的碳单质。
二、同分异构现象
1．根据正丁烷和异丁烷的结构式，填写下表空格：
物质
正丁烷
异丁烷
结构式
结构简式
CH3—CH2—CH2—CH3
分子式
C4H10
C4H10
沸点
－0.5 ℃
－11.7 ℃
差异分析
原子的连接方式不同，化学键类型相同，物质类别相同
2．由以上分析可知：
(1)化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象，称为同分异构现象。
(2)分子式相同而结构不同的化合物互称为同分异构体。
(3)同分异构现象主要表现在有机物中。
同分异构体的理解
(1)两化合物互为同分异构体的必备条件有两点：①两者的分子式应相同；②两者的结构应不同。
(2)两化合物互为同分异构体，则两化合物的相对分子质量及各元素的组成(含量)必然相同。
(3)相对分子质量相同的两化合物不一定互为同分异构体(如CO和C2H4不互为同分异构体)。
3．关于同分异构体的叙述正确的是( )
A．相对分子质量相同而结构不同的化合物互称为同分异构体
B．分子式相同而结构不同的化合物互称为同分异构体
C．同分异构体之间由于分子组成相同，所以它们的性质相同
D．只有少数的有机物之间存在同分异构现象
答案 B
解析 同分异构体是指分子式相同而结构不同的化合物，同分异构体之间分子式相同，则相对分子质量相同，而相对分子质量相同的物质，分子式不一定相同，A项错误；同分异构体的结构不同，性质也不同，C项错误；有机物之间同分异构现象普遍存在，D项错误。
4．下列各组物质中，两者互为同分异构体的是( )
①CuSO4·5H2O和CuSO4·3H2O
②NH4CNO与CO(NH2)2
③CH3CH2OH和CH3—O—CH3
④H2O和H2O
A．①②③ B．②③ C．①③④ D．②③④
答案 B
解析 分子式相同而结构不同的化合物互称为同分异构体。①中两种物质的分子式不同。②③组中，两者的分子式相同，但结构不同，故两者互为同分异构体。④中水分子的结构相同，不互为同分异构体。
1．O2与O3 在一定条件下可以相互转化，这一变化属于( )
A．物理变化 B．化学变化
C．氧化还原反应 D．以上都不是
答案 B
2．下列各组物质中，不互为同素异形体的是( )
A．金刚石和C60 B．红磷和P4
C．O2和O3 D．干冰与冰
答案 D
3．下列四组物质中互为同素异形体的是( )
A．纯碱与小苏打
B．12CO和14CO
C．CH3CHO与
D．金刚石和富勒烯(C60)
答案 D
解析 A项，纯碱是Na2CO3，小苏打是NaHCO3，两者不是同素异形体，错误；B项，12CO和14CO是化合物，不是单质，故不互为同素异形体，错误；C项，CH3CHO与的分子式相同而结构不同，互为同分异构体，错误；D项，金刚石与富勒烯是由碳元素形成的两种不同单质，互为同素异形体，正确。
4．互为同分异构体的物质一定不可能具有( )
A．相同的分子式 B．相同的结构
C．相似的化学性质 D．相同的相对分子质量
答案 B
解析 互为同分异构体的物质的分子式相同，其相对分子质量也相同；互为同分异构体的物质结构不同，但其化学性质可能相似。
5．下列物质中，互为同分异构体的有________；互为同素异形体的有________；属于同位素的有________；属于同一种物质的有________。
①二氧化碳 ② ③金刚石 ④干冰
⑤氢溴酸 ⑥溴水 ⑦液溴 ⑧
⑨12C ⑩石墨 ?14C ?
答案 ⑧、?与② ③和⑩ ⑨和? ①和④、⑧和?
解析 烷烃中每个碳原子都形成空间的四面体结构。⑧?分别与②互为同分异构体；③和⑩互为同素异形体；⑨和?属于同位素；①和④、⑧和?分别属于同一种物质。
[基础过关]
题组一 同素异形体
1．一瓶气体经化验分析只含有一种元素，则该气体是( )
A．一种单质
B．一种化合物
C．化合物和单质的混合物
D．既可能是一种单质，又可能是几种单质的混合物
答案 D
解析 该气体可能是一种单质，也可能是这种元素组成的几种单质的混合物，不能确定为纯净物或混合物。
2．据报道，碳纳米管是碳原子形成的大分子，其导电性是铜的1万倍；N5可用作烈性炸药。下列说法不正确的是( )
A．金刚石与碳纳米管互为同素异形体
B．N5与N2互为同素异形体
C．14C的质子数为14
D．C原子半径比N原子半径大
答案 C
解析 同素异形体是同种元素形成的不同单质。金刚石和碳纳米管、N5和N2都是互为同素异形体；14C的质子数为6；C原子半径大于N原子半径。
3．下列各组物质中，属于同素异形体的是( )
A．S2、S4 B．碘晶体、碘蒸气
C．H、D D.O2、O2
答案 A
解析 S2和S4是硫元素形成的不同单质，互为同素异形体，A项属于同素异形体；碘蒸气和碘晶体是碘的不同状态，属于同一物质，B项不属于同素异形体；H和D是氢元素的两个同位素，C不正确；D是同一种物质，结构和性质是相同的，D项不属于同素异形体。
题组二 同分异构体
4．下列说法中正确的是( )
A．SO2、SO3互为同分异构体
B．两种化合物的组成元素相同，且各元素的质量分数也相同，则二者一定互为同分异构体
C．相对分子质量相同的几种化合物互称为同分异构体
D．组成元素的质量分数相同、相对分子质量也相同的不同化合物互为同分异构体
答案 D
解析 SO2和SO3分子式不同，A项错误；若两种化合物的组成元素相同，各元素的质量分数也相同，则它们的最简式必定相同，最简式相同的化合物可能是同分异构体，也可能不是同分异构体，B项错误；相对分子质量相同的物质有很多，如无机物中的H2SO4和H3PO4，有机物中的C2H6O(乙醇)和CH2O2(甲酸)，这些物质都具有相同的相对分子质量，但由于它们的分子式不同，所以它们不是同分异构体，C项错误；当不同化合物组成元素的质量分数相同，相对分子质量也相同时，其分子式一定相同，因此这样的不同化合物互为同分异构体，D项正确。
5．下列各组物质中属于同分异构体的是( )
A. N和7
B．白磷和红磷
答案 D
解析 A项，7N和7N互为同位素；B项，白磷和红磷互为同素异形体；C项是同一种物质。
6．下列关于同分异构体的描述正确的是( )
A．无机物之间不存在同分异构现象
B．有机物与无机物之间可以存在同分异构现象
C．同分异构体的性质相同
D．16O和18O互为同分异构体
答案 B
解析 无机物和无机物、无机物和有机物之间也可能存在同分异构现象，故A不正确，B正确；同分异构体的性质不同，16O和18O互为同位素，C、D不正确。
题组三 同素异形体、同分异构体的比较
7．下列每组中的物质互为同素异形体的是( )
A．金刚石与石墨 B．CH4与CH3CH3
C．乙醇与二甲醚 D．12C与14C
答案 A
解析 CH4与CH3CH3分子式不相同，两种不同的化合物不互为同素异形体；乙醇与二甲醚互为同分异构体；12C与14C互为同位素。
8．下列说法正确的是( )
A．互为同素异形体的物质的性质完全相同
B．互为同素异形体的物质之间不可能相互转化
C．氧气和臭氧之间的转化是物理变化
D．分子式为C2H6O的物质有两种同分异构体
答案 D
解析 互为同素异形体的物质物理性质不同，化学性质相似，A项错误；互为同素异形体的物质之间可以通过化学反应相互转化，B项错误；O2和O3之间的转化是化学变化，C项错误。
9．下列说法中，正确的是( )
A．液溴、溴蒸气是同素异形体
B．同素异形体是同种元素的不同单质
C．SO2、SO3互为同分异构体
D．同分异构体的分子组成相同，分子结构不同
答案 B
解析 同素异形体是同种元素形成的性质不同的单质，可知A错，B对；同分异构体是分子式相同但结构不同的化合物，不是分子组成相同，C、D错误。
10．氰酸铵(NH4CNO)与尿素[CO(NH2)2]( )
A．都是共价化合物 B．都是离子化合物
C．互为同分异构体 D．互为同素异形体
答案 C
解析 氰酸铵是离子化合物，尿素是共价化合物，它们的分子式相同，结构不同，是同分异构体的关系，因此C正确。
[能力提升]
11．有下列几组物质：
①C与C ②石墨与富勒烯 ③硝基丙烷(CH3CH2CH2NO2)与丙氨酸() ④CH3CH2CH2CH3和 ⑤天然气的主要成分与沼气的主要成分 ⑥HF与HCl。对各组物质的性质异同点进行分析，请用数字序号回答问题：
(1)互为同素异形体的是______________________；
(2)互为同分异构体的是______________________；
(3)互为同位素的是______________________；
(4)属于同一化合物的是______________________。
答案 (1)② (2)③④ (3)① (4)⑤
解析 6C与6C的质子数相同，而中子数不同，是碳元素的两种核素，互称为同位素；石墨与富勒烯都是由碳元素形成的不同单质，都属于碳元素的同素异形体；硝基丙烷与丙氨酸的分子式都为C3H7NO2，CH3CH2CH2CH3和的分子式都为C4H10，但是结构不同，所以都互为同分异构体；天然气与沼气的主要成分都是CH4，属于同一种物质；HF和HCl属于不同的分子。
12．今有原子序数依次增大的A、B、C、D、E、F六种短周期主族元素。已知A、C、F三种原子的最外层共有11个电子，且这三种元素的最高价氧化物的水化物之间两两皆能反应，且均能生成盐和水。D和E的电子层结构见下表：
元素
最外层电子数
次外层电子数
D
x
x＋4
E
x＋1
x＋4
在一般情况下，B元素的单质不能与A、C、D、E元素的单质化合。请按要求填空：
(1)写出下列各元素的元素符号：
A____________，B____________，C____________，
D____________，E____________，F____________。
(2)D的氢化物的化学式为__________，E的氢化物的化学式为________，两者的稳定性：________>________。
(3)原子序数介于E和F之间的元素R能形成R2、R8等几种单质，这几种单质之间的关系是______________。
答案 (1)Na Mg Al Si P Cl (2)SiH4 PH3 PH3 SiH4 (3)互为同素异形体
解析 由x＋4＝8可知x＝4，D、E分别为Si、P元素；由性质信息推测C的氢氧化物具有两性，C为Al元素，则A为Na元素，由“A、C、F三种原子最外层共有11个电子”可知F为Cl元素。由“原子序数依次增大”可知B为Mg元素。
13．硫通常是一种淡黄色晶体。有橙色、无色、红棕色三种颜色的硫蒸气，它们都是硫的单质，但每个分子中硫原子的个数不同，可用Sx表示。对三种蒸气测定结果是
(1)橙色蒸气密度折算到标准状况后是 11.34 g·L－1，则它的化学式是________。
(2)红棕色蒸气的质量是相同状况下同体积空气的6.62倍，则它的化学式是________。
(3)无色蒸气对氢气的相对密度是64，则它的化学式是______________。此事实说明硫有________________。
答案 (1)S8 (2)S6 (3)S4 多种同素异形体
解析 由题意知：(1)中硫蒸气的相对分子质量为M＝11.34×22.4≈254，其单质的分子式为S8。(2)中硫蒸气的相对分子质量为M＝29×6.62≈192，其单质的分子式为S6。(3)中硫蒸气的相对分子质量为M＝64×2＝128，其单质的分子式为S4。综上分析，可知硫元素有多种同素异形体。
第2课时 不同类型的晶体
[学习目标定位] 1.熟知晶体的类型及其分类依据，学会判断晶体类型的方法。2.知道晶体类型与物质性质的关系，会比较晶体的熔、沸点。
一、不同类型的晶体结构
1．晶体
(1)晶体具有规则的几何外形，构成晶体的微粒有离子、分子、原子。
(2)常见的晶体类型有离子晶体、分子晶体、原子晶体和金属晶体。
(3)晶体有固定的熔、沸点。
2.下图为氯化钠晶体结构示意图，回答下列问题：
(1)构成氯化钠晶体的微粒是Na＋和Cl－，微粒间的相互作用力是离子键，晶体类型是离子晶体。
(2)氯化钠晶体中不存在氯化钠分子，所以NaCl不表示氯化钠的分子式，仅表示在NaCl晶体中钠离子与氯离子的个数比是1∶1。
3．下图为干冰晶体结构示意图。回答下列问题：
(1)构成干冰晶体的微粒是CO2分子，微粒间的相互作用力是分子间作用力，晶体类型是分子晶体。
(2)干冰汽化时只需克服分子间作用力，对其分子内的共价键无影响。
4．下图为石英晶体结构示意图。回答下列问题：
(1)构成石英晶体的微粒是Si原子和O原子。微粒间的相互作用力是共价键，晶体类型是原子晶体。
(2)在石英晶体中，每个硅原子与4个氧原子结合，每个氧原子形成2个Si—O键。
(3)石英晶体的空间结构是正四面体型的空间网状结构。
(4)在石英晶体中，不存在SiO2分子，SiO2表示的意义是晶体中硅原子与氧原子的个数比为1∶2。
1.根据晶体结构判断晶体类型
(1)先看晶体结构微粒种类：离子、分子、原子。
(2)再看微粒间的相互作用力：离子键、分子间作用力、共价键。
2．物质类别与晶体类型
(1)离子化合物(强碱和大多数盐)都是离子晶体；
(2)共价分子(单质或化合物)是分子晶体；
(3)常见的原子晶体，如二氧化硅、碳化硅、金刚石、晶体硅等。
1．在下列有关晶体的叙述中，错误的是( )
A．离子晶体中一定含有离子键
B．原子晶体中，只存在共价键
C．构成分子晶体的物质中不存在共价键
D．稀有气体的原子易形成分子晶体
答案 C
解析 化学键与晶体类型往往是一起考查的，注意理解化学键与物质类别的关系。如含有离子键的晶体一定是离子晶体等。
2．下列各晶体中，含有的化学键类型相同且晶体类型也相同的一组是( )
A．SiO2和SO2 B．SiO2和NaCl
C．NaCl和HCl D．CCl4和CH4
答案 D
解析 SiO2、SO2、HCl、CCl4、CH4均含有共价键，除SiO2外形成的晶体为分子晶体；SiO2形成的晶体为原子晶体，NaCl形成的晶体为离子晶体。
思维启迪 原子晶体和分子晶体中不可能有离子键，离子晶体中可能有共价键；原子晶体和离子晶体中不可能存在分子间作用力。
二、不同类型晶体的特征
1．请分析下表中所列的几种晶体的熔点、硬度，指出它们各属于哪一类晶体，并归纳出各类晶体性质的特点。
晶体
氯化钠
氯化钡
金刚石
二氧化硅
硫
白磷
熔点/℃
801
1 560
>3 550
1 723
112.8
44.1
硬度
较硬
较硬
很硬
硬而脆
脆
软
晶体类型
离子晶体
原子晶体
分子晶体
晶体特性
熔点较高
硬度较大
熔点很高
硬度很大
熔点较低
硬度较小
2．不同类型晶体之间熔点、硬度大小关系如何？
答案 一般地，晶体熔点、硬度的大小顺序为原子晶体>离子晶体>分子晶体。
3．为什么不同类型的晶体熔点、硬度有较大差异？
答案 原子晶体、离子晶体、分子晶体中的结构微粒间的相互作用力分别为共价键、离子键、分子间作用力，且依次减弱，这就决定了要改变微粒的位置或状态所需能量的多少，也就造成了性质上的差异。因此，一般来说晶体熔点、硬度是原子晶体>离子晶体>分子晶体。
晶体熔、沸点的比较
(1)若晶体类型不同时，一般为原子晶体>离子晶体>分子晶体。
(2)若晶体类型相同时：
①离子晶体中，离子半径越小，离子所带电荷数越多，熔、沸点越高。
②原子晶体中，原子的半径越小，共价键的键长越短，熔、沸点越高。
③分子晶体中若分子结构相似，相对分子质量越大，熔、沸点越高(若形成氢键，其熔、沸点反常高)。
3．分子晶体的熔点通常都在200 ℃以下，下列数据是对应物质的熔点。据此作出的下列判断中正确的是( )
物质
熔点/℃
Na2O
920
NaCl
801
AlF3
1 291
AlCl3
190
BCl3
－107
Al2O3
2 073
CO2
－57
SiO2
1 723
A.NaCl晶体熔化时，吸收的热量用于破坏离子键
B．表中只有BCl3和干冰是分子晶体
C．碳和硅是同一主族，故CO2和SiO2的晶体类型相同
D．两种含钠化合物是离子晶体，三种含铝化合物也是离子晶体
答案 A
解析 A项，NaCl晶体属于离子晶体，吸收的热量用于破坏离子键，故A正确；B项，表中AlCl3、BCl3和干冰的熔点都在200 ℃以下，都属于分子晶体，故B错误；C项，C和Si同主族，但氧化物的晶体类型不同，分别属于分子晶体和原子晶体，故C错误；D项，氧化钠、氯化钠属于离子晶体，但AlCl3属于分子晶体，故D错误。
4．下列有关晶体的说法中，正确的是( )
A．分子晶体中分子间作用力越大，分子越稳定
B．原子晶体中共价键越强，其熔点越高
C．冰融化时，水分子中的共价键发生断裂
D．氯化钠熔化时离子键没被破坏
答案 B
解析 分子间作用力主要影响物质的物理性质，而与分子的稳定性无关，分子的稳定性取决于构成分子的化学
键的强弱，故A不正确；原子晶体熔、沸点的高低，取决于晶体内共价键的强弱，所以B正确；冰融化时，克服的是分子间作用力，而不是共价键，C不正确；NaCl是离子晶体，熔化时Na＋和Cl－之间的距离发生变化，晶体中的离子键被破坏，D错误。
1．离子晶体、分子晶体、原子晶体比较
晶体类型
离子晶体
分子晶体
原子晶体
结构微粒
阴、阳离子
分子
原子
微粒间作用
离子键
分子间作用力
共价键
主要特性
熔、沸点较高略硬而脆
熔、沸点低硬度小
熔、沸点很高硬度很大
导电性
熔化或溶于水导电
部分溶于水导电
不导电
2.金属单质(如铜、铝等)为金属晶体，其结构微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的相互作用力是金属键，其晶体具有良好导电性的原因是晶体中含有自由电子。
1．下列不属于晶体的特点的是( )
A．具有规则的几何外形
B．具有固定的沸点
C．具有固定的熔点
D．一定是无色透明的固体
答案 D
2．下列化学式表示物质分子的是( )
A．Na2SO4 B．SiO2 C．H2SO4 D．Al
答案 C
解析 在四种晶体中，只有分子晶体才存在真正的分子，四个选项中只有H2SO4是分子晶体。
3．氮氧化铝(AlON)属于原子晶体，是一种超强透明材料，下列描述错误的是( )
A．AlON和石英的化学键类型相同
B．AlON和石英晶体类型相同
C．AlON和Al2O3的化学键类型不同
D．AlON和Al2O3晶体类型相同
答案 D
解析 本题考查化学键、物质结构的相关知识，意在考查学生对晶体类型和化学键等概念的掌握。AlON与石英(SiO2)均为原子晶体，所含化学键均为共价键，故A、B正确；Al2O3是离子晶体，晶体中含离子键，不含共价键，故C项正确、D项错误。
4．下列物质的熔、沸点高低顺序中，正确的是( )
A．金刚石＞晶体硅＞二氧化硅＞碳化硅
B．CI4＞CBr4＞CCl4＞CF4
C．MgO＞O2＞N2＞H2O
D．金刚石＞生铁＞纯铁＞钠
答案 B
解析 A中同属原子晶体，熔、沸点高低主要看共价键强弱，显然晶体硅＜碳化硅，A错误；B中都是组成结构相似的分子晶体，熔、沸点高低取决于相对分子质量的大小，B正确；C中水在常温下是液体，很明显H2O＞O2＞N2，C错误；D中生铁为铁合金，熔点低于纯铁，错误。
5．(1)①NaCl、②干冰、③冰、④Na2O2、⑤白磷(P4)、⑥硫黄、⑦Na2CO3
以上物质中属于离子晶体的是________(填序号，下同)；属于分子晶体的是________。
(2)氯化钡是无色晶体，溶于水，水溶液能导电，熔点963 ℃，沸点1 560 ℃。它可能属于________晶体。
答案 (1)①④⑦ ②③⑤⑥ (2)离子
解析 (1)NaCl、Na2O2、Na2CO3均为离子化合物，形成离子晶体；干冰、冰、白磷、硫黄均由分子构成，形成分子晶体。(2)据BaCl2的性质可知BaCl2应为离子晶体。
[基础过关]
题组一 晶体的结构微粒及其相互作用
1．下列说法错误的是( )
A．含有离子键的晶体一定是离子晶体
B．离子晶体中一定不含共价键
C．Na2O和SiO2的晶体中都不存在单个分子
D．干冰与氖晶体熔化时克服的微粒间的作用力的类型相同
答案 B
解析 不是能写出化学式的物质中就存在分子，例如离子晶体、原子晶体中都不存在分子。干冰与氖晶体都是分子晶体，熔化时克服的是分子间作用力。
2．下表列出的对晶体的说明中，错误的是( )
选项
A
B
C
D
晶体名称
碘化钾
干冰
石墨
碘
晶体中的粒子
阴、阳离子
分子
原子
分子
粒子间的作用
离子键
分子间作用力
共价键
分子间作用力
答案 C
解析 干冰和碘都是分子晶体，熔化时克服分子间作用力；石墨是混合型晶体，呈层状结构，层与层之间为分子间作用力，碳原子与碳原子之间形成共价键，熔化时两种作用力都需克服，故C错。
3．下列说法正确的是( )
A．Na2O2晶体中阴离子与阳离子数目之比为1∶1
B．只有非金属元素之间才能形成共价化合物
C．分子晶体中一定含有共价键，离子晶体不可能存在共价键
D．在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子答案 D
解析 A项中Na2O2的电子式为Na＋[?(((2－Na＋，晶体中阴、阳离子数目之比为1∶2，不是1∶1，A项错误；B项中如BeCl2和AlCl3均为共价化合物，B项错误；C项中稀有气体元素的原子本身已达到稳定结构，当其呈现晶体状态时，没有共价键，只存在分子间作用力，离子晶体中也可能存在共价键，如过氧化钠，故C项也错误；D项晶体中只要有阴离子存在，那么就一定存在阳离子，故D项正确。
题组二 晶体类型的判断
4．下列物质属于分子晶体的化合物的是( )
A．石英 B．氯化钠
C．干冰 D．钠
答案 C
5．下列各组物质熔化或升华时，所克服的粒子间作用力属于同种类型的是( )
A．Na2O和SiO2熔化 B．冰和金刚石熔化
C．氯化钠和蔗糖熔化 D．碘和干冰升华
答案 D
解析 A项，Na2O熔化克服离子键、SiO2熔化克服共价键，类型不同，故A错误；B项，冰是分子晶体、金刚石是原子晶体，晶体类型不同，克服的作用力不同，故B错误；C项，氯化钠熔化克服离子键，蔗糖熔化克服分子间作用力，类型不同，故C错误；D项，碘和干冰均属于分子晶体，升华时均克服分子间作用力，类型相同，故D项正确。
6．下列说法一定正确的是( )
A．其水溶液导电的一定是离子晶体
B．固态导电的一定是金属晶体
C．共价化合物形成的晶体一定是分子晶体
D．固态不导电、熔融态导电的一定是离子晶体
答案 D
解析 部分分子晶体和离子晶体的水溶液能导电；石墨固体不是金属晶体，但能导电；固态不导电、熔融态导电是离子晶体区别于其他晶体的性质；共价化合物形成的晶体可能是分子晶体，如干冰，也可能是原子晶体，如石英。
题组三 晶体的性质比较
7．下列各组物质中前者的熔点高于后者的是( )
A．干冰与固态二硫化碳
B．NaCl晶体与KCl晶体
C．晶体硅与金刚石
D．干冰与碘晶体
答案 B
解析 离子半径Na＋KCl；原子半径C晶体硅。
8．下表给出几种氯化物的熔、沸点：
NaCl
MgCl2
CaCl2
SiCl4
熔点(℃)
801
712
782
－68
沸点(℃)
1 465
1 412
1 600
57.6
则下列各项中与表中数据一致的有( )
①CaCl2属于离子晶体 ②SiCl4是分子晶体 ③1 500 ℃时，NaCl可汽化 ④MgCl2水溶液不能导电
A．仅① B．仅②
C．①②④ D．①②③
答案 D
解析 熔、沸点的差异说明了晶体中微粒间作用力的不同，即晶体类型不同。判断出晶体类型，然后根据各晶体的性质特点进行判断。
9．下列物质性质的变化规律，与化学键的强弱无关的是( )
A．F2、Cl2、Br2、I2的熔点、沸点逐渐升高
B．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱
C．金刚石的硬度、熔点、沸点都高于晶体硅
D．NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低
答案 A
解析 F2、Cl2、Br2、I2形成的晶体为分子晶体，熔化时仅破坏分子间作用力，与共价键无关，A正确；热稳定性是指物质受热分解的难易程度，而HX分解时要破坏H—X键，从HF到HI，其共价键强弱依次减小，故其稳定性减弱，B错误；由于金刚石中碳碳键的强度大于晶体硅中硅硅键的强度，因此金刚石的硬度、熔点、沸点较晶体硅高，C错误；NaX为离子晶体，熔化时破坏离子键，故D错误。
10．在20世纪90年代末，科学家发现碳有新的单质形态C60存在。后来人们相继得到了C70、C76、C84、C90、C94等另外一些球碳分子。21世纪初，科学家又发现了管状碳分子和洋葱状碳分子，大大丰富了碳元素单质的家族。下列有关碳元素单质的说法错误的是( )
A．金刚石和石墨的熔点肯定比C60高
B．熔点：C60C．球碳分子、管状碳分子和洋葱状碳分子都是分子晶体，都是碳的同素异形体
D．金刚石、石墨晶体以非分子的粒子存在，属于原子晶体；C60、C70、管状碳分子和洋葱状碳分子以分子形式的粒子存在，属于分子晶体；这些碳单质不互为同素异形体
答案 D
解析 石墨是一种介于原子晶体和分子晶体之间的过渡类型的晶体；金刚石、石墨、C60、C70、管状碳分子和洋葱状碳分子都是碳元素形成的不同单质，互为同素异形体。
[能力提升]
11．现有几组物质的熔点数据如表所示。
A组
B组
C组
D组
金刚石：3 550 ℃
Li：181 ℃
HF：－83 ℃
NaCl：801 ℃
硅晶体：1 410 ℃
Na：98 ℃
HCl：－115 ℃
KCl：776 ℃
硼晶体：2 300 ℃
K：64 ℃
HBr：－89 ℃
RbCl：718 ℃
二氧化硅：1 723 ℃
Rb：39 ℃
HI：－51 ℃
CsCl：645 ℃
请回答下列问题：
(1)A组属于________晶体，其熔化时克服的微粒间的作用力是________。
(2)B组晶体共同的物质性质是________(填字母)。
A．有金属光泽 B．导电性
C．导热性 D．延展性
(3)C组中酸性最弱的是________，最不稳定的是________。
(4)D组晶体可能具有的性质是________(填字母)。
A．硬度小 B．水溶液能导电
C．固体能导电 D．熔融状态下能导电
答案 (1)原子 共价键 (2)ABCD (3)HF HI (4)BD
解析 根据表中物质的熔点数据，结合晶体的熔、沸点规律可判断各晶体的类型，再根据各类晶体的组成和结构特点，即可解答有关问题。(1)A组晶体熔点高，属于原子晶体，原子间通过共价键连接成空间网状结构。(2)B组晶体都是金属单质(碱金属)，有很多共同的性质，如有金属光泽、不透明、容易导电、导热、有延展性等。(3)C组物质是卤化氢，从上往下，其稳定性减弱，氢卤酸的酸性增强。(4)D组晶体是典型的离子晶体，属于电解质，在溶于水或熔融状态下能导电。
12．A、B、C、D都是短周期元素，原子半径D>C>A>B。已知：A、B处于同一周期，A、C处于同一主族；C原子核内的质子数等于A、B原子核内的质子数之和；C原子最外层电子数是D原子最外层电子数的4倍。试回答下列问题：
(1)这四种元素分别是(填名称)：A________，B________，C________，D________。
(2)C的单质是________晶体，B的单质和D的单质在常温下反应的生成物属于________晶体。
答案 (1)碳 氧 硅 钠
(2)原子 离子
解析 (1)C为主族元素且C原子最外层电子数是D原子最外层电子数的4倍，故C位于第ⅣA族，D位于第ⅠA族。因为A、B处于同一周期，A、C处于同一主族，原子半径C>A>B，则C位于第3周期，A、B位于第2周期。故C为硅，A为碳，B为氧。由于原子半径D>C，且D为短周期元素，故D为钠。(2)Si的单质是原子晶体，O2和Na反应生成物Na2O属于离子晶体。
13．X、Y、Z是三种短周期元素。已知三种元素的原子序数按X、Y、Z的顺序依次增大，且原子序数之和为33，最外层电子数之和为11。在周期表中，X、Z上下相邻，Y、Z左右相邻。
(1)X、Y、Z的元素符号分别为________、________、________。
(2)Y的氧化物是________性氧化物。
(3)X和Z分别能与氧形成XO2和ZO2，XO2在固态时属于________晶体，ZO2在固态时属于________晶体。
(4)分别写出X、Y、Z的最高价氧化物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式：____________________________，____________________，______________________。
答案 (1)C Al Si (2)两 (3)分子 原子
(4)CO2＋2OH－===CO＋H2O Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O SiO2＋2OH－===SiO＋H2O
解析 设Z的原子序数为x，则X的原子序数为x－8，Y的原子序数为x－1，可得(x－8)＋x＋(x－1)＝33，解得x＝14，所以X、Y、Z分别为C、Al、Si。Y的氧化物是Al2O3，是两性氧化物，CO2固态时是分子晶体，SiO2是原子晶体。
14．已知有关物质的熔、沸点数据如下表：
MgO
Al2O3
MgCl2
AlCl3
熔点/℃
2 852
2 072
714
190(2.5
×105Pa)
沸点/℃
3 600
2 980
1 412
182.7
请参考上述数据填空和回答问题：
(1)工业上常用电解熔融MgCl2的方法生产金属镁，电解Al2O3与冰晶石熔融混合物的方法生产铝。为什么不用电解MgO的方法生产镁，也不用电解AlCl3的方法生产铝？________________________________________________________________________。
(2)设计可靠的实验证明MgCl2、AlCl3所属的晶体类型，其实验方法是______________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)因为MgO的熔点太高，电解MgO消耗能量多，经济效益低；AlCl3晶体为分子晶体，在熔融状态不电离，不导电，无法进行电解
(2)将MgCl2晶体、AlCl3晶体分别加热熔化并做熔融体的导电性实验。若熔融体导电，则物质的晶体为离子晶体；若熔融体不导电，则物质的晶体为分子晶体
解析 本题应运用各种晶体的性质差异解答。因为MgO的熔点远高于MgCl2，所以电解熔融的MgO需提供更多的能量，更高的温度，从而不易于操作。从表中数据可以发现，AlCl3晶体的熔点很低，且沸点比熔点低，易升华，属于分子晶体，不存在离子，熔融时不能导电，不能被电解。
