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第17讲 元素周期律与元素周期表
考点1 元素周期表的结构
元素周期表的结构 位置与结构的关系
周期 周期序数 元素的种数 1.周期序数＝ 电子层数 2.对同主族元素若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。
短周期 第一周期 ① 2种
第二周期 ② 8种
第三周期 ③ 8种
长周期 第四周期 ④ 18种
第五周期 ⑤ 18种
第六周期 ⑥ 32种
第七周期 ⑦ 32种（如果排满）
族 主族 ⅠA族～ⅦA族 由长周期和短周期元素共同构成的族 最外层电子数= 主族族数 =价电子数
零 族 最外层电子数均为8个（He为2个除外）
副族 IB族～ⅦB族 只由长周期元素构成的族 最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）；最外层电子数只有1～2个。
第Ⅷ族 有三列元素（8、9、10三个纵行）
特别提醒：
掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。
[例1]（2008·深圳一模）甲、乙、丙为二、三周期的元素，原子序数依次增大，甲和乙同周期，甲和丙同主族，甲、乙原子序数之和与丙的原子序数相等，甲、丙原子的最外层电子数之和与乙原子的电子总数相等。下列说法中不正确的是（ ）
A．乙是地壳中含量最多的元素
B．丙的氢化物比甲的氢化物热稳定性强
C．乙与丙形成的化合物可制作光导纤维
D．甲、乙两种元素形成的化合物中一定含有共价键
[解析]二、三周期中，同主族元素相差的电子数为8，且最外层电子数相等。根据题意，由“甲和乙同周期，甲和丙同主族，甲、乙原子序数之和与丙的原子序数相等”可知，乙为O；又“甲、丙原子的最外层电子数之和与乙原子的电子总数相等，且甲、乙、丙的原子序数依次增大”可知甲为C，丙为Si。
[答案]B
考点2 元素周期律
涵 义 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
实 质 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化
核外电子排布 最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。
原子半径 原子半径 由大到小 (稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。
主要化合价 最高正价由 +1 递变到 +7 ，从中部开始（IVA族）有负价，从 -4 递变至 -1 。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数，非金属元素的负价= 8-最外层电子数 。
元素及化合物的性质 金属性 逐渐减弱 ，非金属性 逐渐增强 ，最高氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱 ，酸性 逐渐增强 ，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。
特别提醒
作为元素周期律知识的考查，在解题中我们应尽量把它们体现在元素周期表中进行理解。如Xm+、Ym-、Z（m+1）+、W（m+1）-四种离子具有相同的电子层排布，要考查四种元素的有关性质，比如原子序数大小、原子半径大小、离子半径大小、单质金属性和非金属性强弱等，我们首先可以确定出元素的相对位置为，则问题容易解决。
[例2]（2008·武汉一模） X、Y、Z是3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．3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
[解析]在解有关周期表的题目时，首先要确定元素在周期表中的位置，实在推不出具体的位置，推出相对位置也可以。因X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，所以在本题中的突破口就能推出X元素即为O，而在短周期中能与O同主族的就只有S元素，即为Y,而Z原子的核外电子数比Y原子少1,也就不难得出Z元素即为P元素，A选项中三元素非金属性由弱到强的顺序为P＜S＜O，S的最高价氧化物对应水化物的分子式为H2YO4，三种元素的气态氢化物中，最稳定的是H2O，而不是磷化氢；D选项中半径大小比较是正确的，最后本题的答案为AD。
[答案]AD
考点3 元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律
1.根据元素周期表的知识进行判断
①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，非金属性逐渐增强。元素周期表中最活泼的金属是Fr，天然存在的最活泼的金属是Cs；最活泼的非金属元素是F。
②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，非金属性逐渐减弱。元素周期表左边为活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第VIA、VA族则是从非金属元素过渡到金属元素的完整的族，它们的同族相似性甚少，但具有十分明显的递变性。
2.根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。
（1）金属性强弱判断原则
①根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中的氢的难易程度来判断：
一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素的强，与冷水反应产生氢气的金属元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。
②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断：
一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性就越强。反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性）来判断：
一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就越弱。
⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质，容易腐蚀。
（2）非金属性强弱判断原则
①根据单质与H2反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断：
一般地，单质与H2反应生成气态氢化物越容易，或反应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属元素的非金属性越强；反之，则越弱。
②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断：
一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据非金属单质的氧化性（或离子的还原性）强弱来判断：
一般情况下，非金属阴离子的还原性越强，则对应的非金属单质的氧化性越弱，非金属性元素的非金属性也就越弱。
⑤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：，2Cu＋S＝Cu2S，即得非金属性：Cl2＞S。
特别提醒
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），则元素的金属性越强。故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。
[例3]（2008·北京）下列叙述正确的是（ ）
A．IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强
B．VIA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高
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加
D．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小
[解析]本题考查元素周期律，元素性质的递变，同一周期IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强，但不同周期不能确定；氢化物的沸点还要考虑氢键；同周期非金属最高价氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增加；第三周期元素的阴、阳离子半径从左到右逐渐减小，但阳离子半径大于阴离子半径，故选B。
[答案]B
考点4 元素“位—构—性”之间的关系
特别提醒：元素性质和物质结构的常用的突破口
（1）形成化合物种类最多的元素是碳。
（2）某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，该元素是氮。
（3）在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多的金属元素是铝。
（4）常温下呈液态的非金属单质是溴，金属单质是汞。
（5）气态氢化物最稳定的元素是氟。
（6）三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应，则必定含有Al元素。
（7）焰色反应呈黄色的元素是钠，焰色反应呈紫色的元素是钾。
（8）最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯。
（9）单质的硬度最大的元素是碳。
（10）化学式为A2B2形的化合物，则只可能为Na2O2、H2O2、C2H2。
[例4]（2007·江苏）有X、Y两种元素，原子序数≤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)。下列说法正确的是（ ）
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]由题目推知，X位于Y的上方，是属于同主族元素，所以当X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱，A正确。若X为N，则NH3显碱性，B不正确。若X为H，则C错误。若Y为Cl，则X为F，而F是通常是没有正价。
[答案]A
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第16讲 原子结构与性质
考点1 原子结构
1、原子的构成
中子N（不带电荷） 同位素 （核素）
原子核 → 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量
质子Z（带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号
原子结构 最外层电子数决定主族元素的 决定原子呈电中性
电子数（Z个）
化学性质及最高正价和族序数
体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道
核外电子 运动特征
电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径
表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
2、三个基本关系
（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中）
（2）电性关系：
①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数
②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数
③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数
（3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数
[特别提醒]对于公式：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N），无论原子还是离子，该公式均适应。原子可用表示，质量数A写在原子的右上角，质子数Z写在原子的左下角，上下两数值的差值即为中子数。原子周围右上角以及右下角或上面均可出现标注，注意不同位置标注的含义，右上角为离子的电性和电荷数，写作n；右下角为微粒中所含X原子的个数，上面标注的是化合价，写作n形式，注意与电荷的标注进行正确区分，如由氧的一种同位素形成的过氧根离子，可写作。
[例1]（2008·茂名一模）一定量的锎（98252Cf）是有用的中子源，1mg（98252Cf）每秒约放出2. 34xl99个中子，在医学上常用作治疗恶性肿瘤的中子源。下列有关锎的说法错误的是（ ）
A.98252Cf原子中，中子数为154 B.98252Cf原子中，质子数为98
C.98252Cf原子中，电子数为 98 D.锎元素的相对原子质量为252
[解析]98252Cf原子核外有98个电子，核内有98个质子，154个中子，质量数为252。
[答案]D
[规律总结]抓住公式质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N），可迅速解决原子和离子中质子数和中子数的关系。
考点2 原子核外电子排布规律
核外电子排布规律 1 各电子层最多能容纳 2n2 个电子即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7代表符号 K L M N O P Q最多电子数 2 8 18 32 50 72 98
2 最外层电子数目不超过 8 个（K层为最外层时不超过2个）。
3 次外层电子数最多不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。
4 核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层。
注意事项 1.以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。2.上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释1～18号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。
[特别提醒]1-18号元素的原子结构特性：①原子核中无中子的原子：11H。②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。③最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
[例2]（2008·广州二模·理基）X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层上只有一个电子，下列说法正确的是（ ）
A．X可能是第二周期的非金属元素 B．X可能是第三周期的金属元素
C．Y可能与X同主族 D．Y一定是金属元素
[解析]根据题意，因“X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半”，故X可能为Li或Si，又“Y位于X的前一周期，且最外层上只有一个电子”，故若X为Li，则Y为H；若X为Si，则Y为Li 。
[答案]C
考点3 相对原子质量
定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）
原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，
相对 诸量 如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
原子 比较 核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量 核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%
元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和。
注意 ①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
[例4]（2008·汕头二模）某元素一种同位素的原子的质子数为m，中子数为n，则下列说法正确的是( )
A.不能由此确定该元素的原子量
B.这种元素的原子量为(m+n)
C.若碳原子质量为w g，此原子的质量为(m+n)w g
D.核内中子的总质量小于质子的总质量
[解析]元素的相对原子质量是各同位素相对原子质量的平均值，所以A正确，B不正确。由相对原子质量的概念，若设该核素一个原子的质量为x，并且我们用该核素的质量数代替核素的相对原子质量时，方有，即x=，C不正确。在原子核内，一个中子的质量比一个质子的质量略大，但核内的质子数和中子数无法确定，因此D不正确。
［答案］A
[规律总结]分清相对原子质量、质量数的有关概念，切不可用核素的相对原子质量代替元素的相对原子质量。
考点4 微粒半径的大小比较和10电子、18电子微粒
1．原子半径和离子半径
原子半径 1.电子层数相同时（同周期元素），随原子序数递增，原子半径减小?例：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl2.最外层电子数相同时（同主族元素），随电子层数递增原子半径增大。例：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
离子半径 1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子。例：Cl―＞Cl，Fe＞Fe2＋＞Fe3＋ 2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。例：O2―＞F―＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋ 3.带相同电荷的离子（同主族元素的离子）,电子层越多,半径越大。例：Li＋＜Na＋＜K＋＜Rb＋＜Cs＋；O2―＜S2―＜Se2―4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较K＋与Mg2＋可选Na＋或Ca2＋为参照可知K＋＞Na＋（或Ca2＋）＞Mg2＋
2．10电子的微粒：
（1）分子： Ne、CH4、NH3、H2O、HF ；
（2）离子： Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、NH2-、H3O+、OH-、O2-、F- 。
3．18电子的微粒：2．（1）
（1）分子： Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F 等；
（2）离子： S2-、Cl-、K+、Ca2+、HS- 。
[特别提醒]：
记忆10电子微粒的方法：首先找出10电子的原子（单原子分子）Ne，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物：CH4～HF，向后寻找金属形成的阳离子：Na+～Al3+。在氢化物的基础上增加或减少H+，可构成一系列的离子。
记忆18电子的微粒方法：首先找出18电子的原子（单原子分子）Ar，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物：SiH4～HCl，向后寻找金属形成的阳离子：K+～Ca2+。在氢化物的基础上减少H+，可构成一系列的离子。还有部分18电子的分子可通过10电子的氢化物分析得到，10电子的氢化物分子去掉一个H得到9电子的基团：—CH3、—NH2、—OH、—F，这些基团两两结合可形成18电子的分子。
[例5]下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（ ）
A.LiI B.NaBr C.KCl D.CsF
[解析]离子的电子层数越多，半径越大，卤族离子中，I-的电子层最多，故半径最大，而碱金属中，Li＋半径最小。
[答案]A
决定原子种类
决定
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第18讲 化学键
考点1 化学键类型
1.化学键的类型
化学键类型 离子键 共价键 金属键
概念 阴阳离子间通过静电引力作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对所形成的化学键 金属阳离子与自由电子间通过相互作用而形成的化学键
成键微粒 阴阳离子 原子 金属阳离子和自由电子
成键性质 静电作用 共用电子对 电性作用
形成条件 活泼金属与活泼的非金属元素 非金属与非金属元素 金属内部
实例 NaCl、MgO HCl、H2SO4 Fe、Mg
特别提醒：1.离子键一般由活泼的金属元素和不活泼的非金属元素组成，或者由铵根离子和不活泼的非金属元素组成；共价键一般由非金属元素组成；而金属键则存在于金属单质内部。2.离子三特征：离子所带的电荷：阳离子电荷就是相应原子失去的电子数；阴离子电荷是相应原子得到的电子数。离子的电子构型：主族元素形成的简单离子其电子层结构与在周期表中离它最近的惰性气体原子结构相同。离子的半径：离子半径大小近似反映了离子的大小。一般来说，电子层数相同的离子，随着核电荷数的增大，离子半径减小。3.共价键三参数键能：折开1mol共价键所吸收的能量(KJ/mol)。键能越大，键越牢固，含该键的分子越稳定。键长：两个成键原子核间的(平均)距离。键长越短，键能越大，键越牢固，含该键的分子越稳定。键角：分子中两个键轴间的夹角。它决定了分子的空间构型。
2.共价键的类型
非极性键 极性键
概念 同种元素原子形成的共价键，共用电子对没有发生偏移 不同种元素原子形成的共价键，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
形成条件 由同种非金属元素组成 由不同种非金属元素组成
特别提醒：极性共价键参与形成化合价，非极性共价键不参与形成化合价。共价化合物中，假设共用电子全部转移到非金属性相对强的一方原子后，成键原子所“得”或所“失”的电子数就是该元素的合化价。如：H2O2，Na2O2中O为-1价，FeS2中的S为-1价。
[例1]（2008·梅州模拟）下列物质中，含有非极性共价键的离子化合物的是 ( )
A.NH4NO3 B.Cl2 C.H2O2 D.Na2O2
[解析]NH4NO3是含有极性共价键离子化合物，故A不正确；Cl2属于单质，不是化合物，故B不正确；H2O2中虽然含有非极性共价键，但它是离子化合物，故C不正确；Na2O2虽然是离子化合物，但其O22- 内部含有极性共价键（[O-O]2-），故D正确。
[答案]D
考点2 极性分子与非极性分子
根据共价分子中电荷分布是否对称，正负电荷重心是否重合，整个分子电性是否出现“两极”，把分子分为极性分子和非极性分子。
1.分子内各原子及共价键的空间排布对称，分子内正、负电荷中心重合的分子为非极性分子；分子内各原子及共价键的空间排布不对称，分子内正、负电荷中心不重合的分子为非极性分子。常见分子中，属非极性分子的不多，具体有：
①非金属单质分子。如：稀有气体、H2、Cl2、N2 等。
②结构对称的直线型分子。如：CO2
③结构对称的正三角形分子。如：BF3、BCl3
④结构对称的正四面体型分子。如：CH4、CCl4、P4
而其它大多数分子则为极性分子。如：HCl、H2O、NH3、CH3Cl等等。
2.判断ABn型分子极性的经验规律：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不相等，则为极性分子。如BF3、CO2等为非极性分子，NH3、H2O、SO2等为极性分子。
3.相似相溶原理：
极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如碘易溶于苯中，白磷易溶于CS2中）。
特别提醒：1.分子的极性与键的极性没有必然的联系。由极性键形成的分子不一定是极性分子，如：CO2；由非极性键形成的分子也不一定是非极性分子，如：H2O22.几种常见共价分子的空间构型①直线型：Ｏ＝Ｃ＝Ｏ、Ｈ－Ｃl、Ｎ≡Ｎ、CH≡CH②V 型：Ｈ2Ｏ 键角 (H-O-H)为104°30 ③平面型：CH2＝CH2、及苯 C6H6④三角锥型：ＮＨ3 键角(H-N-H)为107°18 ⑤正四面体：ＣＨ4 和ＣＣl4 及 ＮＨ4+ 键角为109°28 ；Ｐ4 键角为 60°
[例2]（2008·全国）Q、R、X、Y、Z为前20号元素中的五种，Q的低价氧化物与X单质分子的电子总数相等，R与Q同族，Y和Z的离子与Ar原子的电子结构相同，且Y原子序数小于Z。
(1)Q的最高价氧化物，其固态属于 晶体，俗名叫 ：
(2)R的氢化物分子的空间构型是 ，属于 分子(填“极性”或“非极性”)；它与X形成的化合物可作为一种重要的陶瓷材料，其化学式为 ；
（3）X的常见氢化物的空间构型是 ，它的另一氢化物X2H4是火箭燃料的成分，其电子式是 ；
（4）Q分别与Y、Z形成的共价化合物的化学式是 和 ；Q与Y形成的化合物的电子式为 ，属于 分子(填“极性”或“非极性”)。
[解析]根据题意，周期表前20号元素中的低价氧化物主要有：CO、N2O、P2O3、Cl2O，由“Q的低价氧化物与X单质分子的电子总数相等”可推断出Q的低价氧化物应为CO，则X单质分子应为N2，故Q为C，X为N；又“R与Q同族”，则R为Si；由“Y和Z的离子与Ar原子的电子结构相同，且Q能与Y、Z形成共价化合物”可推出元素Y、Z分别是S、Cl。
[答案]（1）分子，干冰 （2）正四面体，非极性 Si3N4
（3）三角锥形， （4）CS2和CCl4 非极性分子
考点3 氢键
1.氢键的形成条件
如两个分子中都存在强极性共价键 X-H 或 Y-H ，共中 X、Y 为原子半径较小，非金属性很强的原子 F、O、N。若两个为同一种分子，X、Y 为同一种原子；若两个是不同的分子，X、Y 则为不同的原子。当一个分子中的氢与另一个分子中的 X 或 Y 充分接近，两分子则产生较强的静电吸引作用。这种由氢原子与另一分子中原子半径较小，非金属性很强的原子形成的吸引作用称为氢键。可表示为 X－H…Y－H ，可见只有在分子中具有 H－F、H－O、H－N 等结构条件的分子间才能形成氢键。氢键不属于化学键，其强度比化学键弱得多，通常归入分子间力（范德华力），但它比分子间作用力稍强。
2.氢键对物质物理性质的影响
氢键的形成加强了分子间的作用力，使物质的熔沸点较没有氢键的同类物质高，如HF、H2O、NH3的沸点都比它们各自同族元素的氢化物高。又如乙醇的沸点（70℃）也比乙烷的沸点（-86℃）高出很多。此外，如NH3、C2H5OH、CH3COOH 由于它们能与水形成氢键，使得它们在水中的溶解度较其它同类物质大。
[例3]（2007·广州一模）W、X、Y、Z四种元素的原子序数依次增大。其中Y原子的L电子层中，成对电子与未成对电子占据的轨道数相等，且无空轨道；X原子的L电子层中未成对电子数与Y相同，但还有空轨道；W、Z的原子序数相差10，且Z原子的第一电离能在同周期中最低。
（1）写出下列元素的元素符号：W ，X ，Y ，Z 。
（2）XY分子中，X原子与Y原子都达到8电子稳定结构，则XY分子中X和Y原子用于成键的电子数目分别是 ；根据电子云重叠方式的不同，分子里共价键的主要类型有 。
（3）XY2与ZYW反应时，通过控制反应物的物质的量之比，可以得到不同的产物，相同条件下，在水中溶解度较小的产物是 （写化学式），其原因是该化合物阴离子间可形成二聚离子或多聚链状离子。该化合物阴离子能够相互缔合的原因是：
。
[解析]根据题意，Y的电子排布式为：1s2 2s2 2p4 ，为O元素；X的电子排布式为：1s2 2s2 2p2 ，为C元素；由“Z原子的第一电离能在同周期中最低”可知，Z为碱金属元素，再由“W、Z的原子序数相差10”、“W、X、Y、Z四种元素的原子序数依次增大”可知，W为H元素，Z为Na元素。
[答案]（1）H、C、O、Na （2）2和4 ，σ键，π键
（3）NaHCO3（1分），因为HCO3—中含有O—H键，相互之间可通过O—H┅O氢键缔合。
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