课时1 原子结构
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1.知道原子的结构及构成原子的粒子间的关系；根据原子核外电子排布规律，能画出1～20号元素的原子结构示意图。培养学生“微观探析与证据推理”的核心素养。2.了解预测、假设、模型等方法在研究原子结构中的作用，培养学生“证据推理与模型认知”的核心素养。
一、原子的构成粒子及其定量关系
1．构成
原子
2．质量数
(1)概念：质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫作质量数。
(2)关系：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
一种中子数为9的氧原子的质量数为多少？核外电子数为多少？其二价氧离子的质量数为多少？核外电子数为多少？
[提示] 17,8,17,10
二、核外电子排布
1．电子层
(1)概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
(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
2.电子分层排布
(1)能量最低原理
核外电子总是优先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即按K→L→M→N……顺序排列。
(2)电子层最多容纳的电子数
①第n层最多容纳2n2个电子。如K、L、M、N层最多容纳电子数分别为2、8、18、32。
②最外层电子数目最多不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个)。
③次外层最多能容纳的电子数不超过18个。
微点拨：(1)电子层实质上是一个“区域”，或者说是一个“空间范围”，它与宏观上电子层的含义完全不同。(2)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应该是。
画出K、K＋的结构示意图
[提示] K
，K＋
三、原子结构模型的演变过程
―→―→―→―→。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)原子核是由质子和中子构成，质子带正电、中子带负电。
( )
(2)O与O2－的质子数相同，核外电子数不同。
( )
(3)Al与Al3＋的电子层数相同。
( )
(4)任何原子的最外层电子数均小于或等于8。
( )
[答案] (1)× (2)√ (3)× (4)×
2．某粒子的结构示意图为，下列关于该粒子的说法错误的是( )
A．核电荷数为17
B．属于金属元素
C．核外有三个电子层
D．在化学反应中容易得到1个电子
[答案] B
3．有下列示意图① ②
③ ④，其中表示原子的为________(填序号，下同)，表示阳离子的为________，表示阴离子的为________。
[答案] ③④ ① ②
原子构成粒子及其定量关系
1．电性关系
原子：质子数(Z)＝核外电子数
阴离子(Rn－)：质子数(Z)＝核外电子数－n
阳离子(Rn＋)：质子数(Z)＝核外电子数＋n
2．质量关系：对于原子及相应的离子均满足质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
1．与NH互为等电子体的分子是( )
A．CH4
B．OH－
C．NO
D．H3O＋
A [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。]
2．核内中子数为N的R2＋，质量数为A，则它的n
g氧化物中所含质子的物质的量是( )
A．(A－N＋8)
mol
B．(A－N＋10)
mol
C．(A－N＋Z)
mol
D．(A－N＋6)
mol
A [在化学变化中质子、中子均不变，故R2＋的质量数为A，中子数为N，则R原子的质量数也为A，中子数也为N，质子数为A－N。R2＋的氧化物为RO，摩尔质量为(A＋16)
g·mol－1，n
g
RO的物质的量为
mol。1
mol
RO中含质子(A－N＋8)
mol，故n
g
RO中含质子的物质的量为(A－N＋8)
mol，A项正确。]
核外电子排布规律的应用
画出1～20号元素的原子结构示意图
1．原子核外电子排布的表示方法
(1)原子结构示意图。
①小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。
②弧线表示电子层。
③弧线内数字表示该层中的电子数。
(2)离子结构示意图。
①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
2．根据核外电子排布特点推断元素
特殊关系
元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半
Li、Si
最外层电子数等于次外层电子数
Be、Ar
最外层电子数等于次外层电子数的2倍
C
最外层电子数等于次外层电子数的3倍
O
最外层电子数等于次外层电子数的4倍
Ne
最外层电子数等于电子层数
H、Be、Al
最外层有1个电子
H、Li、Na、K
最外层有2个电子
He、Be、Mg、Ca
内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素
Li、P
电子总数为最外层电子数2倍的元素
Be
3.等电子体的分子
(1)利用元素排布寻找“10电子”粒子的方法
(2)利用元素排布寻找“18电子”粒子的方法
3．下列粒子的结构示意图正确的是( )
A [B中粒子结构示意图是Cl－而不是Cl，C中Ar的原子结构示意图应为
，D中K的原子结构示意图应为。]
4．核电荷数小于或等于18的元素中，原子的最外层电子数是其余电子总数一半的元素种类有( )
A．1种
B．2种
C．3种
D．4种
B [在1号～18号元素中，符合题给要求的元素是Li和P。]
5．与OH－具有相同质子数和电子数的粒子是( )
A．H2O
B．F－
C．Na＋
D．NH3
B [OH－具有9个质子，10个电子；H2O
具有10个质子，10个电子；F－具有9个质子，10个电子；Na＋具有11个质子，10个电子；NH3具有10个质子，10个电子。]
1．在化学变化过程中，原子中的下列粒子数可能发生改变的是( )
A．质子数
B．中子数
C．质量数
D．电子数
D [化学反应中原子的种类不变，质子数、中子数、质量数不变，电子数可能改变。]
2．下列说法中正确的是( )
A．在多电子的原子里，能量高的电子通常在离核近的区域内运动
B．核外电子总是先排在能量低的电子层上，例如只有M层排满后才排N层
C．某原子M层电子数为L层电子数的4倍
D．某离子的核电荷数与最外层电子数相等
D [在多电子的原子里，能量高的电子通常在离核远的区域内运动，A项错误；原子核外电子通常先排在能量低的电子层上，但不完全遵循先排满内电子层，再排外电子层的规律，如钾原子的N层上有1个电子，若该电子排在M层上，则M层变为最外层，且有9个电子，不符合最外层电子数不超过8的规律，B项错误；当M层上排有电子时，L层上一定排满了8个电子，而M层最多只能容纳18个电子，C项错误；O2－的结构示意图是，D项正确。]
3．下列原子(离子)的结构示意图正确的是( )
①磷原子 ②碳原子 ③钠原子 ④氧离子
A．①② B．②③ C．③④ D．①④
D [依据核外电子排布的一般规律可知，②违反每个电子层最多只能容纳2n2个电子，③违反最外层电子数不能超过8个，D项符合题意。]
4．核电荷数小于18的某元素X，其原子核外电子层数为a，最外层电子数为2a＋1。下列有关元素X的说法中，不正确的是( )
A．元素X的原子核内质子数可能为2a2－1
B．元素X形成的单质既能作氧化剂又能作还原剂
C．元素X形成的简单离子，各电子层的电子数均达到2n2个(n表示电子层数)
D．由元素X形成的某些化合物，可能具有杀菌消毒的作用
C [核电荷数小于18的某元素X，其原子的电子层数为a，最外层电子数为2a＋1，当a＝1时，最外层电子数为3，不符合题意；a＝2时，最外层电子数为5，质子数为7，符合题意；a＝3时，最外层电子数为7，质子数为17，符合题意，则X可能为N或Cl。a＝2时，质子数为2×22－1＝7，a＝3时，质子数为2×32－1＝17，A项正确；N2和Cl2中N和Cl的化合价为0，处于中间价态，既可升高又可降低，故N2和Cl2既能作氧化剂又能作还原剂，B项正确；若X为Cl，则Cl－的最外层电子数为8，不是2×32，C项错误；Cl形成的化合物HClO可用于杀菌消毒，D项正确。]
5．(素养题)已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A
(1)三种元素的元素符号：
A________，B________，C________。
(2)画出三种元素的原子结构示意图：
A________，B________，C________。
[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C>B，可知C为氯元素。
[答案] (1)C Si Cl
(2)
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-课时2 元素周期表 核素
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1.通过了解元素周期表的结构(周期族)，认识原子结构与元素周期表中位置间的关系，培养学生“宏观辨识与证据推理”的核心素养。2．知道X的含义，知道元素、核素、同位素的含义，培养“微观探析与模型认知”的核心素养。
一、元素周期表
1．元素周期表的出现与演变
2．原子序数
(1)含义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号。
(2)原子序数与元素的原子结构之间存在的关系：
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
二、元素周期表的结构
1．编排原则
2．元素周期表的结构
(1)
(2)族
①主族，共七个主族：包括ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA，分别在周期表的第1、2、13、14、15、16、17纵行。由短周期和长周期元素共同构成。
②副族，包括ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB和第Ⅷ族，分别在周期表的第11、12、3、4、5、6、7纵行和在周期表的第8、9、10纵行。完全由长周期元素构成。
③0族：在周期表的第18纵行，为稀有气体元素。元素原子的最外层电子数为8(第一周期的He为2)，原子结构稳定，化学性质不活泼，通常很难发生化学反应，化合价为零价，定为0族。
(3)常见族的别称：第ⅠA族(除氢外)—碱金属元素，ⅦA——卤族元素，0族—稀有气体元素，ⅣA、ⅤA、ⅥA族依次又叫碳族、氮族、氧族。
3．元素周期表中方格中的符号的意义
(1)元素周期表中所含元素种类最多的族是哪族？共有多少种元素？
[提示] ⅢB；32。
(2)同一周期，ⅡA与ⅢA族的原子序数差一定为1吗？为什么？
[提示] 不一定，可能为1、11、25。
三、核素
1．氢元素的三种核素
氢元素的原子核
原子名称
原子符号(X)
质子数(Z)
中子数(N)
1
0
氕
H
1
1
氘
H或D
1
2
氚
H或T
2.核素与同位素
(1)核素：把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。
(2)同位素：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。如H、D、T互称为同位素。
(3)核素(原子)符号
质量数为A、质子数为Z的核素(原子)表示为X。
(4)同位素的特征
①同一种元素的各种同位素的化学性质几乎完全相同；物理性质略有差异。
②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的比率。
(5)同位素的用途
①C在考古工作中用于测定一些文物的年代。
②H、H用于制造氢弹。
③利用放射性同位素释放的射线育种、给金属探伤、诊断和治疗疾病等。
④利用18O作为示踪原子探究有机反应机理。
微点拨：元素的相对原子质量是按照该元素各种核素所占的一定百分比计算的平均值。即M(元素)＝M1×a%＋M2×b%＋M3×c%＋…(其中M1、M2…为核素的相对原子质量，a%、b%…，为各核素的原子百分比。)
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)长周期中的元素没有主族，只有副族、Ⅷ族、0族。
( )
(2)ⅠA族中元素均为金属元素，又称碱金属元素。
( )
(3)任何核素均有质子和中子。
( )
(4)18O中质子数为8，中子数为10，与16O互称同位素。
( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)√
2．关于元素周期表，下列叙述中不正确的是( )
A．元素周期表中共有18列，16族
B．周期表中的族分为主族、副族、0族
C．周期表中第3纵行为ⅢA族
D．主族都是由短周期元素和长周期元素共同组成
[答案] C
3．简单原子的原子结构可用下图形象地表示：
其中“●”表示质子或电子，“”表示中子，则下列有关①②③的叙述正确的是( )
A．①②③互为同素异形体
B．①②③互为同位素
C．①②③是三种化学性质不同的粒子
D．①②③具有相同的质量数
[答案] B
周期表的结构与定量关系
1．元素周期表的结构
(1)列序数与族序数的关系
①列序数＜8，主族和副族的族序数＝列序数；
②列序数＝8或9或10，为第Ⅷ族；
③列序数>10，主族和副族的族序数＝列序数－10(0族除外)。
(2)三个定量关系
①周期序数＝电子层数
②主族序数＝最外层电子数
③原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
(3)原子序数的定量关系
①同周期，ⅡA与ⅢA族原子序数差可能为1,11,25
②同族，相邻周期原子序数差：ⅠA～ⅡA：上一周期元素种类数；ⅢA～0族：下一周期元素种类数。如Na与K相差8，Cl与Br相差18。
2．据原子序数确定元素位置的方法——稀有气体定位法
(1)比大小定周期
比较该元素的原子序数与0族元素的序数大小，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。
(2)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1～5时，则应处在同周期的ⅦA～ⅢA族。
③若差为其他数，则由相应差数找出相应的族。
如84号元素的位置为与86号稀有气体氡在同一周期(第六周期)，在ⅥA族。
【典例】 已知X、Y、Z三种主族元素在周期表中的位置如图所示，设X的原子序数为a。则下列说法不正确的是( )
Y
X
Z
A．Y与Z的原子序数之和可能为2a
B．Y的原子序数可能为a－17
C．Z的原子序数可能为a＋31
D．X、Y、Z一定为短周期元素
D [X、Y、Z为主族元素，Y一定不在第一周期，则X、Y、Z均可能为长周期元素，D项错误；若X、Y、Z分别位于第三、四、五周期的右边，则Y的原子序数为a－17；Y与Z的原子序数之和可能为2a；若X、Y、Z分别位于第四、五、六周期的右边，Z的原子序数可能为a＋31。]
[借题发挥]
与X同族，与Z同周期的元素原子序号可能为多少？
[答案] a＋18或a＋32。
1．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( )
A
B
C D
D [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号元素应在周期表的最左端判断A、B、C错误。]
元素、核素、同位素、同素异形体比较
1．有下列物质：
①HO ②DO ③12CH4 ④14C17O2
上述物质涉及________种元素，________种核素。
[答案] 3 7
2．有下列几组物质：
①35Cl与37Cl ②O2与O3 ③H2O与D2O ④金刚石与石墨 ⑤D与T ⑥13C与14C
上述物质组互为同位素有________(填序号，下同)，互为同素异形体的有________。
[答案] ①⑤⑥ ②④
1．比较
2．联系
(1)同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。
(2)核素之间转化为核反应，不属于化学变化。
(3)同种元素可以有多种单质，所以单质种类数多于元素种类数。
2．下列说法错误的是( )
A.H、H、H＋和H2是氢元素的四种不同粒子
B.Ca和Ca、石墨和金刚石均为同素异形体
C.H和H是不同的核素
D．12C和14C互为同位素，物理性质不同，但化学性质几乎完全相同
B [元素的存在形式有游离态和化合态两种，A项中的四种粒子是氢元素的四种不同粒子，H和H是质子数均为1，中子数不等的不同的氢原子，它们是不同的核素；12C和14C由于其质子数均为6，而中子数分别为6和8，故它们互为同位素，同理，Ca和Ca互为同位素其物理性质不同但化学性质几乎完全相同；金刚石与石墨是由碳元素组成的不同的单质，它们互为同素异形体。]
3.Ne是最早发现的Ne元素的稳定同位素，汤姆孙(J.J.Thomson)和阿斯通(F.W.Aston)在1913年发现了Ne。下列有关说法正确的是( )
A．Ne和Ne是同素异形体
B．Ne和Ne属于不同的核素
C．Ne和Ne的性质完全相同
D．Ne转变为Ne为化学变化
B [Ne和Ne的质子数相同而中子数不同，互为同位素，A错误；Ne和Ne的质子数相同而中子数不同，属于不同的核素，B正确；Ne和Ne的化学性质完全相同，物理性质不同，C错误；Ne
转变为Ne中没有新物质生成，不是化学变化，是核素之间的转化，D错误。]
素材1 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，中文名“镆”，读音是mò。这4个原子生成数微秒后衰变成第113号元素，中文名“”，读作nǐ。
问题探究：(1)115号元素原子的电子层数和最外层电子数分别为多少？
(2)若115号元素的一种核素质量数为289，则该元素的质子数与中子数的差为多少？
(3)113号元素原子的核外电子数为多少？
[答案] (1)7、5 (2)59 (3)113
素材2 核武器是利用能自持进行核裂变或聚变反应释放的能量，产生爆炸作用，并具有大规模杀伤破坏效应的武器的总称。其中主要利用铀235(235U)或钚239(239Pu)等重原子核的裂变链式反应原理制成的裂变武器，通常称为原子弹；主要利用重氢(2H，氘)或超重氢(3H，氚)等轻
原子核的热核反应原理制成的热核武器或聚变武器，通常称为氢弹。
问题探究：(1)235U与239Pu中的中子数分别为多少？
(2)235U与234U、238U属于什么关系？
(3)2H、3H分别与16O、17O组成的水分子有哪几种？
(4)2H2与3H2互为同位素，对吗？为什么？
(5)原子弹爆炸是化学变化吗？为什么？
[答案] (1)143,145
(2)同位素
(3)2HO,2HO,3HO,3HO,2H3H16O,2H3H17O共6种。
(4)不对，2H2、3H2不是核素原子。
(5)不是化学变化，原子种类发生变化。
通过素材1中的新元素的发现及结构探究和素材2原子弹、氢弹的爆炸反应及涉及的核素培养学生“科学探究与科学精神”的核心素养。
1．下列说法正确的是( )
A．元素周期表中元素排序的依据是原子的核电荷数
B．元素周期表有十六个纵列，也就是十六个族
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
A [元素周期表中有18个纵列，16个族，第Ⅷ族占三个纵列；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。]
2．短周期元素A、B、C在周期表中的位置如图所示。已知B、C两元素的原子序数之和是A元素的4倍，则A、B、C是( )
A．Be、Na、Al
B．B、Mg、Si
C．O、P、Cl
D．C、Al、P
C [短周期元素A、B、C，设A的原子序数为m，则B、C的原子序数分别为m＋8－1和m＋8＋1，由题意知(m＋8－1)＋(m＋8＋1)＝4m，则m＝8，故选C。]
3．已知R2＋核外有a个电子，核内有b个中子。下列能正确表示R的原子符号的是( )
A．R
B．R
C．R
D．R
C [R2＋核外有a个电子，因此R原子核外有a＋2个电子，R原子的核外电子数、质子数、核电荷数均为a＋2，其质量数为中子数与质子数之和，即a＋2＋b。]
4．(素养题)近20年来，稳定同位素分析法在植物生理学、生态学和环境科学研究中获得广泛应用。如在陆地生态系统研究中，2H、13C、15N、18O、34S等常用作环境分析指示物。下列说法中正确的是( )
A．34S原子核内的中子数为16
B．16O转换成18O不是化学变化
C．2H＋的酸性比1H＋的酸性更强
D．13C和15N的质子数相差2
B [由“质子数＋中子数＝质量数”可知，34S的中子数为34－16＝18，A项错误；原子是化学变化中的最小粒子，则16O转换成18O不是化学变化，B项正确；互为同位素的原子化学性质几乎相同，故2H＋的酸性与1H＋的酸性相同，C项错误；13C和15N的质子数分别是6、7，相差1，D项错误。]
5.A、B、C、D为短周期元素，在周期表中所处的位置如图所示，A、C两元素的原子核外电子数之和等于B元素原子的质子数。
(1)写出A元素的名称：________。
(2)B位于周期表中第________周期________族。
(3)C的原子结构示意图为________。
(4)D的单质与水反应的化学方程式为___________________。
[解析] 令B的原子序数为x＋8，则A的原子序数为x－1，C的原子序数为x＋1，则x－1＋x＋1＝x＋8，x＝8，故A为N，B为S，C为F，D为Cl。
[答案] (1)氮 (2)三 ⅥA (3)
(4)Cl2＋H2O===HCl＋HClO
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-课时3 原子结构与元素的性质
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1.以ⅠA的碱金属、ⅦA的卤族元素为例，通过探究认识同主族元素性质(金属性与非金属性)的递变规律，并能用原子结构理论加以解释。培养学生“科学探究与证据推理”的核心素养。2．通过比较、归纳、实验等方法预测同主族元素的相似性与递变性。培养学生“科学精神与创新意识”的核心素养。
一、原子结构与元素性质的关系
1．金属元素：原子最外层电子一般少于4个，在化学反应中容易失去电子，具有金属性。
2．非金属元素：原子最外层电子一般多于4个，在化学反应中容易得到电子，具有非金属性。
二、碱金属元素
碱金属元素包括(填名称及元素符号)：锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)等。
1．碱金属的原子结构(Li→Cs)
(1)相似性：最外层均有1个电子。
(2)递变性：电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
2．碱金属的化学性质
(1)钠、钾与氧气反应比较实验
①实验现象：都能在空气中燃烧，钠产生黄色火焰，钾产生紫色火焰(透过蓝色钴玻璃观察)，钾燃烧更剧烈。
②反应方程式：2Na＋O2Na2O2、K＋O2KO2。
(2)钾与水反应的实验
①现象：浮于水面上，并熔化为闪亮的小球四处游动，发出嘶嘶的响声，并伴有燃烧，溶液呈红色。
②化学方程式：2K＋2H2O===2KOH＋H2↑。
③与Na和水反应相比现象不同的有反应比钠和水剧烈，并伴有燃烧，结论：活泼性K比Na强。
(3)锂与氧气(加热)、H2O反应的化学方程式分别为4Li＋O22Li2O、2Li＋2H2O===2LiOH＋H2↑。
3．碱金属性质的递变规律及原因
从Li→Cs，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
4．碱金属单质的物理性质
元素
Li、Na、K、Rb、Cs(原子序数增大)
相同点
除铯外，其余都呈银白色，它们都比较软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性强
递变规律
密度
逐渐增大(钠、钾反常)
熔、沸点
逐渐降低
个性特点
①铯略带金属光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾大
K投入CuSO4溶液中，能置换出铜吗？为什么？
[提示] 不能，K很活泼，K与溶液中水先反应。
三、卤族元素
卤族元素简称卤素，包括(填名称及符号)氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)和砹(At)、(Ts)。
1．卤素单质的物理性质
F2
Cl2
Br2
I2
颜色、状态
淡黄绿色(气体)
黄绿色(气体)
深红棕色(液体)
紫黑色(固体)
密度
逐渐增大
熔、沸点
逐渐升高
2．原子结构特点(F→I)
(1)相似性：最外层电子数均为7。
(2)递变性：电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
3．卤素单质的化学性质
(1)卤素单质与氢气的反应
卤素单质
反应条件
化学方程式
产物稳定性
F2
暗处
H2＋F2===2HF
很稳定
Cl2
光照或点燃
H2＋Cl22HCl
较稳定
Br2
加热
H2＋Br22HBr
不如氯化氢稳定
I2
不断加热
不稳定
结论
从F2到I2，与H2反应所需要的条件逐渐升高，反应剧烈程度依次减弱，生成气态氢化物的稳定性依次减弱
(2)卤素单质之间的置换反应
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，下层呈橙红色
Cl2＋2KBr===2KCl＋Br2
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色
Cl2＋2KI===
2KCl＋I2
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色
Br2＋2KI===
2KBr＋I2
结论：按Cl2、Br2、I2顺序氧化性逐渐减弱，相应离子的还原性逐渐增强。
4．卤素性质的递变规律及原因
从F→I，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，原子得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
微点拨：因为F2能与H2O发生反应(2F2＋2H2O===4HF＋O2)，所以F2不能从其他卤化物的盐溶液中置换出卤素单质。
四、周期表中同主族中元素的相似性与递变性
在周期表中，同主族元素从上到下，电子层数增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)ⅠA与ⅦA中的元素均分别是碱金属与卤素。
( )
(2)K比Na活泼，故K可以从钠盐溶液中置换出Na。
( )
(3)Li、Na、K在空气中燃烧均生成过氧化物。
( )
(4)F2、Cl2、Br2、I2与H2O反应的原理相同。
( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)×
2．碱金属是典型的活泼金属，其根本原因是( )
A．碱金属单质的密度小，熔、沸点低
B．碱金属在常温下易被氧化
C．碱金属元素原子最外层电子都只有1个，容易失去电子
D．碱金属元素原子的核电荷数比较小
[答案] C
3．按氟、氯、溴、碘顺序，下列说法不正确的是( )
A．它们的单质的熔、沸点逐渐升高
B．原子半径逐渐增大，单质氧化性逐渐增强
C．单质的颜色逐渐加深
D．它们气态氢化物的稳定性逐渐减弱
[答案] B
碱金属性质的相似性与递变性
探究铯的有关性质
(1)铯与O2的产物是Cs2O吗？反应剧烈程度比Na、K与O2反应程度大吗？
[答案] 产物不是Cs2O。剧烈程度很大。
(2)铯与H2O反应吗？若反应写出离子方程式。
[答案] 反应，2Cs＋2H2O===2Cs＋＋2OH－＋H2↑。
(3)铯与H2O反应现象和Na、K与H2O反应现象的主要区别可能是什么？
[答案] 不在水面上四处游动而在水中上下浮动，放出大量气体，可能发生爆炸。
(4)铯投入CuCl2溶液中，能置换出Cu吗？为什么？
[答案] 不能，Cs在溶液中先与H2O反应生成CsOH,2CsOH＋CuCl2===2CsCl＋Cu(OH)2↓。
1．相似性(R表示碱金属元素)
原子都容易失去最外层的一个电子，化学性质活泼，它们的单质都具有较强的还原性，它们都能与氧气等非金属单质及水反应。碱金属与水反应的通式为2R＋2H2O===2ROH＋H2↑。
2．递变性
随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
(1)
(2)与O2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成
Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。
(3)与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。
(4)最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，CsOH的碱性最强。
1．下列关于碱金属按Li、Na、K、Rb、Cs的顺序叙述中不正确的是( )
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
C [金属锂在空气中燃烧只生成氧化物。]
2．下列各组比较不正确的是( )
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
B [A中锂的活泼性比钠弱，与水反应不如钠剧烈；B中还原性，K＞Na＞Li，但K不能置换出NaCl溶液中的Na，而是先与H2O反应；C中碱金属元素从Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，即Li＞Na＞K＞Rb＞Cs；D中从Li到Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应最高价氧化物的水化物的碱性依次增强，即碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH。]
卤族元素性质的相似性与递变性
已知常温下KClO3与浓盐酸反应放出氯气，现按如图进行卤素的性质实验。玻璃管内装有分别滴加过不同溶液的白色棉球，反应一段时间后①②③④处的颜色分别为黄绿色、橙色、蓝色、白色。
请探究下列问题：
(1)②处颜色变化的原因是什么？写出离子方程式。可得出的结论是什么？
[答案] 生成了Br2，Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－，Cl2氧化性大于Br2。
(2)③处变蓝的原因是什么？写出可能的离子方程式，可能得出的结论是什么？
[答案] 生成了I2，I2遇淀粉变蓝色。Cl2＋2I－===I2＋2Cl－或Br2＋2I－===I2＋2Br－。Cl2氧化性比I2的强，Br2的氧化性比I2的强。
(3)通过该实验现象可得出的结论是什么？
[答案] 卤素单质的氧化性顺序为Cl2>Br2>I2，卤素非金属性顺序为Cl>Br>I。
1．相似性
2．递变性
(1)卤素单质的氧化性及卤素离子的还原性递变规律
(2)具体表现
物质
性质
单质
F2、Cl2、Br2、I2与H2反应越来越难
与变价金属反应：F2、Cl2、Br2生成高价金属卤化物，I2生成低价金属碘化物
氢化物
稳定性：HF>HCl>HBr>HI
还原性：HF酸性：HF最高价氧化物的水化物
酸性：HClO4>HBrO4>HIO4(F没有最高价含氧酸)
3．特殊性
(1)氟元素无正价，无含氧酸，而氯、溴、碘元素有最高正价和含氧酸。
(2)X2＋H2O===HX＋HXO，而2F2＋2H2O===4HF＋O2。
(3)溴单质在常温下是唯一一种液态非金属单质。
(4)碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。
(5)氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。
3．部分卤族元素的某种性质A随核电荷数的变化趋势如图所示，则A可能表示( )
A．原子半径
B．氢化物的稳定性
C．原子的电子层数
D．单质的密度
B [A项，从Cl到I，原子半径逐渐增大，A项不符合题意；B项，从HCl到HI，稳定性逐渐减弱，B项符合题意；C项，从Cl到I，原子的电子层数逐渐增多，C项不符合题意；D项，从Cl2到I2，单质的密度逐渐增大，D项不符合题意。]
4．卤素在自然界都以典型的盐类存在，是成盐元素。下列说法中正确的是( )
A．若用X表示卤素，则卤素单质与水反应均可以表示为X2＋H2O===HXO＋HX
B．卤素的氢化物的水溶液的酸性从HF到HI逐渐增强
C．氢化物的还原性从HF到HI逐渐减弱
D．淀粉能使KI溶液变蓝色
B [卤素单质中，F2与水反应生成氢氟酸和氧气，不是生成次卤酸和氢卤酸，A错误；卤素的氢化物的水溶液的酸性从HF到HI逐渐增强，B正确；氢化物的还原性从HF到HI逐渐增强，C错误；I2遇淀粉变蓝色，而不是I－遇淀粉变蓝色，D错误。]
5．元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如图所示，其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸，则下列判断不正确的是( )
A．最高价氧化物对应的水化物的酸性：T>Q
B．R与Q的电子数相差26
C．气态氢化物的稳定性：RD．五种元素中Z的化学性质最稳定
C [由R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸，可知R为F，再根据各元素在周期表中的相对位置可以确定X为S、T为Cl、Z为Ar、Q为Br。R的原子序数为9，Q的原子序数为35，则R与Q的电子数相差：35－9＝26，B项正确。Cl、Br两种元素位于同主族，从上到下元素非金属性依次减弱，最高价氧化物对应的水化物的酸性依次减弱，A项正确；对应氢化物的稳定性依次减弱，C项错误。Z为稀有气体元素，化学性质稳定，D项正确。]
素材1 某年，瑞典的化学家阿尔费德森在分析一种矿物时发现，得出的已知成分只有96%，那么其余的4%到哪儿去了呢？他经过反复试验，确信一定是矿物中含有一种至今还不知道的元素。因这种元素是在矿物(名叫透锂长石)中发现的，他就取名为“锂”(希腊文“岩石”之意)。不久，阿尔费德森又在其他矿物中发现了这种元素。另一位著名的瑞典化学家贝采里乌斯也在卡尔斯温泉和捷克的马里安温泉的矿泉水中发现了锂。
问题探究：(1)在周期表中，锂元素在什么位置？
[答案] 锂元素位于第二周期第ⅠA族。
(2)锂单质有什么化学性质？与同主族的钠的性质类似吗？
[答案] 锂单质能与氧气、水、酸等反应，与钠性质类似。
(3)锂的金属性与镁相似，写出下列化学方程式。
①锂在空气中燃烧
②碳酸锂受热分解
③锂与H2O反应
[答案] ①4Li＋O22Li2O
②Li2CO3Li2O＋CO2↑
③2Li＋2H2O===2LiOH＋H2↑
素材2 氟是一种反应性能极高的元素，被称为“化学界顽童”。但氟一旦与其他元素结合，就会成为耐热、难以被药品和溶剂侵蚀的具有“高度安全性能”的化合物。氟的化合物化学性质稳定，氟具有很强的非金属性。氟树脂等高分子化合物具有防粘、防水、防油、润滑、弯曲率低、电气性能好等优异性能。氟元素被广泛应用于家庭用品、办公自动化设备、半导体、汽车等领域。
问题探究：(1)从原子结构上分析，氟具有很强的非金属性的原因。
[答案] F的最外层有7个电子且原子半径很小，原子核对电子的引力很大，得电子能力很强。非金属性很强。
(2)F在化合物中有无正价？
[答案] F在化合价中只显示－1价，无正价。
(3)将F2通入NaCl溶液中，写出反应的化学方程式。
[答案] 2F2＋2H2O===4HF＋O2
(4)F的非金属性很强，故HF的还原性很强对吗？
[答案] 不对，HF的还原性很弱。
通过素材1中元素的发现及结构探究和素材2中元素的结构及其应用，培养学生“科学探究与科学精神”的核心素养。
1．下列有关碱金属元素的叙述正确的是( )
A．碱金属单质均为银白色，密度均小于水
B．碱金属单质从Li到Cs，熔点依次升高
C．氢氧化铯碱性强于氢氧化钠
D．碱金属元素形成的阳离子，从Li＋到Cs＋氧化性依次增强
C [碱金属单质中除了Rb、Cs，其他的密度均小于水，Cs略带金属光泽，其他的都是银白色的，A错误；碱金属单质从Li到Cs，熔点依次降低，还原性依次增强，形成的阳离子的氧化性依次降低，对应的氢氧化物碱性依次增强，C正确，B、D错误。]
2．下列各项中的叙述Ⅰ和叙述Ⅱ都正确，但叙述Ⅱ不能用于对叙述Ⅰ进行解释的是( )
选项
叙述Ⅰ
叙述Ⅱ
A
金属钠和钾都容易用小刀切开
钠和钾的硬度都较小
B
金属钠和钾都可用煤油密封保存
钠和钾都不与煤油反应，且比煤油的密度大
C
金属钠和钾分别在空气中燃烧，钾的反应相对较快
钾的金属性比钠的强
D
金属钠和钾分别与水反应，钾的反应相对较快
钾的密度比钠的小
D [金属钠和钾分别与水反应，钾反应相对较快的原因是钾的金属性比钠的强，或者说钾原子比钠原子更易失去电子。]
3．随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是( )
A．单质的熔沸点逐渐降低
B．卤素离子的还原性逐渐增强
C．气态氢化物的稳定性逐渐增强
D．单质与氢气化合的能力逐渐增强
[答案] B
4．以下关于氟、氯、溴、碘的性质叙述错误的是( )
A．HF、HCl、HBr、HI还原性逐渐增强
B．单质F2、Cl2、Br2、I2中，与氢气化合最容易的是F2
C．HF、HCl、HBr、HI中酸性最强的是HF
D．单质F2、Cl2、Br2、I2中，I2的沸点最高
[答案] C
5．(1)卤素氢化物中最不稳定的是________(写化学式)。
(2)下列两个元素族，单质熔、沸点随原子序数递增而升高的是________(填序号)。
A．碱金属
B．卤素
(3)下列反应中，更剧烈的是________(填序号)。
A．钠与水反应
B．钾与水反应
(4)取下列溶液分装两试管，再分别依次加入少量氯水和少量四氯化碳，用力振荡、静置后，四氯化碳层显紫红色的是________(填序号)。
A．溴化钠溶液
B．碘化钾溶液
[解析] 卤素中碘元素的非金属性最弱，氢化物最不稳定的是HI；碱金属元素单质熔、沸点随原子序数递增而降低，卤素单质熔、沸点随原子序数递增而升高；钾比钠活泼，与水反应更剧烈；氯水与NaBr、KI溶液分别生成Br2、I2，而二者的四氯化碳溶液分别为橙色、紫红色。
[答案] (1)HI (2)B (3)B (4)B
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-课时1 元素性质的周期性变化规律
发
展
目
标
体
系
构
建
1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布，元素的化合价，原子半径的周期性变化规律，培养学生“证据推理与科学探究”的核心素养。2．以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性的周期性变化规律，培养学生“实验探究与模型认知”的核心素养。
一、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
－
―――――→逐渐减小
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
―――――→逐渐减小
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
注意：O、F一般无正价。
二、第三周期元素性质的递变
1．钠、镁与水的反应
钠
镁
实验操作
实验现象
钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红
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
反应原理
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑
结论
钠、镁均能与水反应，钠比镁活泼，金属性：Na>Mg。
2.Al(OH)3的制备与性质
(1)实验探究：
①向AlCl3溶液中加入足量氨水，现象为产生白色沉淀，反应的离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH。
②将①实验得到的沉淀分装两支试管中，一支试管中加入盐酸，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；另一支试管中加入NaOH溶液，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O。
③向MgCl2溶液加入过量NaOH溶液，现象产生白色沉淀，离子方程式为Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓。
(2)两性氢氧化物：既能与酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。
3．钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
分类
强碱
中强碱(属于弱碱)
两性氢氧化物
碱性强弱
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
结论
金属性：Na>Mg>Al
4.Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
Si
P
S
Cl
判断依据
与氢气反应
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃
由难到易的顺序为Si最高价氧化物对应的水化物的酸性
H2SiO3：弱酸
H3PO4：中强酸
H2SO4：强酸
HClO4：强酸
酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
结论
非金属性Si＜P＜S＜Cl
5.同周期元素性质递变规律
规律：同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，故金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(1)实验室制Al(OH)3时一般选用氨水不选用NaOH溶液的原因是什么？
(2)用什么试剂可以鉴别MgCl2与AlCl3溶液？
[提示] (1)Al(OH)3易溶于NaOH，不好控制NaOH的量。
(2)NaOH溶液。
三、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呈现周期性的变化的必然结果。
微点拨：元素的性质一般包括原子半径、化合价、金属性和非金属性。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)同周期元素从左到右的最外层电子数均为1到8。
( )
(2)同周期元素从左到右的最高化合价均为＋1到＋7。
( )
(3)Na、Mg、Al与H2O或酸反应的难易程度为由易到难。
( )
(4)HClO、H2SO3、H3PO4、H2SiO3的酸性依次减弱。
( )
[答案] (1)× (2)× (3)√ (4)×
2．元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
A．元素原子半径大小呈周期性变化
B．元素相对原子质量依次递增
C．元素原子核外电子排布呈周期性变化
D．元素的最高正化合价呈周期性变化
C [元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子核外电子排布呈周期性变化。]
3．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
元素金属性、非金属性的强弱判断
1．讨论氯的非金属性比硫的强的实验事实有哪些？请指出。
[答案] (1)Cl2与H2化合比S与H2化合容易
(2)HCl的热稳定性比H2S的强
(3)HCl的还原性比H2S的弱
(4)HClO4的酸性比H2SO4的强
(5)Cl2与H2S反应生成S
(6)与Fe反应时Cl2生成FeCl3，S生成FeS等
2．讨论Na比Al的金属性强的实验事实有哪些？请指出。
[答案] (1)Na与H2O或酸反应比Al的反应容易且剧烈
(2)NaOH的碱性比Al(OH)3的强
1．同周期元素从左到右的原子结构与性质的变化规律
原子结构
核电荷数
逐渐增大
电子层数
相同
原子半径
逐渐减小
性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱
气态氢化物的稳定性、还原性
稳定性逐渐增强、还原性逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
2.元素的金属性、非金属性强弱判断规律
(1)金属性强弱的判断依据
①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。
②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。
④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。
⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。
(2)非金属性强弱的判断依据
①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
③元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
⑤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。
1．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
C [X、Y同周期且X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边，原子序数X比Y的小，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。]
2．下列事实不能作为实验判断依据的是( )
A．钠和镁分别与冷水反应，判断金属性强弱
B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中，不能置换出铜，判断钠与铁的金属性强弱
C．酸性：H2CO3＜H2SO4，判断硫与碳的非金属性强弱
D．Br2与I2分别与足量的H2反应，判断溴与碘的非金属性强弱
B [A项符合金属与水反应判断金属性强弱的依据；因Na的金属性太强，与溶液反应时会先与H2O反应，故B项不能作为判断依据；C项中根据H2CO3、H2SO4都是最高价含氧酸，由它们的酸性强弱可以推知硫的非金属性比碳强；D项所述符合，根据非金属单质与H2反应难易程度判断非金属性强弱的依据。]
粒子半径大小比较
判断下列粒子半径大小(用“>”或“<”表示)。
(1)Cl____Br，S____Si____Al。
(2)O2－____F－____Na＋____Mg2＋。
(3)Cl－____Cl，Mg____Mg2＋。
(4)K____Mg，S____F。
[答案] (1)＜ ＜ ＜ (2)＞ ＞ ＞ (3)＞ ＞ (4)＞ ＞
粒子半径大小比较方法
【典例】 X、Y、Z均为短周期元素，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－具有相同的电子层结构。下列说法正确的是( )
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
D [根据题意可确定X、Y、Z在周期表中的相对位置为
可以确定X为S，Y为Na，Z为F。原子最外层电子数：F>S>Na(Z>X>Y)，A错误；单质沸点：Na>S>F2(Y>X>Z)，B错误；离子半径：S2－>F－>Na＋(X2－>Z－>Y＋)，C错误；原子序数：S>Na>F(X>Y>Z)，D正确。]
[借题发挥]
X、Y、Z的原子半径大小顺序如何？与相应的离子半径大小相同吗？
[答案] Y＞X＞Z，不相同。
“三看”法比较简单粒子的半径大小
(1)“一看”电子层数：当最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
(2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
(3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
3．下列粒子半径之比大于1的是( )
A．
B．
C．
D．
[答案] B
4．下列粒子半径大小的比较中，正确的是( )
A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－
B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋
C．Na＜Mg＜Al＜S
D．Cs＋＞Rb＋＞Na＋＞K＋
B [A项，半径大小应为O2－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋；C项，半径大小应为Na＞Mg＞Al＞S；D项，半径大小应为Cs＋＞Rb＋＞K＋＞Na＋。]
下图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，
问题探究：(1)X、Y、Z、W、R分别是什么元素？
[答案] O、Na、Al、S、Cl。
(2)X与W的氢化物中，谁较稳定？
[答案] H2X或H2O。
(3)W与R的最高价氧化物的水化物中，谁的酸性较强？
[答案] HClO4。
(4)Y、Z、W、R的金属性强弱顺序如何？
[答案] Y＞Z＞W＞R或Na＞Al＞S＞Cl。
(5)X、Y、Z、W的离子半径大小顺序如何？(用离子符号表示)
[答案] S2－＞O2－＞Na＋＞Al3＋。
(6)X与Y形成的化合物有哪些？
[答案] Na2O、Na2O2。
(7)Y、Z、R的最高价氧化物的水化物可以两两反应，写出有关的离子方程式。
[答案] Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O，
H＋＋OH－===H2O。
(8)写一个反应，证明W与R的非金属强弱。
[答案] Cl2＋H2S===S↓＋2HCl
(9)W、R的氢化物中，还原性较强的是什么？(写分子式)
[答案] H2S
(10)写出X、W、R的单质与Fe反应的化学方程式。
[答案] 2O2＋3FeFe3O4，Fe＋SFeS,2Fe＋3Cl22FeCl3。
通过素材中“化合价—原子序数”坐标分析，培养学生“证据推理与科学探究”的核心素养。
1．下列排列顺序不正确的是( )
A．原子半径：Na>S>Cl
B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4
C．最高正化合价：Cl>S>P
D．热稳定性：碘化氢>溴化氢>氯化氢
D [Na、S、Cl是具有相同电子层数的元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，最外层电子数逐渐增多，最高正化合价逐渐增大，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。因为非金属性Cl>Br>I，所以气态氢化物的热稳定性HCl>HBr>HI，D项错误。]
2．A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B>A；C和D的气态氢化物的稳定性C>D；E是这五种元素中原子半径最小的元素。则它们的原子序数由小到大的顺序是( )
A．A、B、C、D、E
B．E、C、D、B、A
C．B、A、D、C、E
D．C、D、A、B、E
C [由于A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B>A，故B和A为金属元素，且原子序数BD，C和D为非金属，原子序数D3．(素养题)几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表：
元素符号
X
Y
Z
R
T
原子半径/nm
0.160
0.089
0.102
0.143
0.074
主要化合价
＋2
＋2
－2、＋4、＋6
＋3
－2
根据表中信息，判断以下说法正确的是( )
A．单质与稀硫酸反应的速率快慢：R>Y>X
B．X、R的最高价氧化物对应水化物均能溶于NaOH溶液
C．元素最高价氧化物对应的水化物的碱性：Y>R>X
D．相同条件下，气态氢化物的稳定性：T>Z
D [X和Y的化合价都为＋2，应位于元素周期表第ⅡA族，根据半径关系可知Y为Be，X为Mg；Z和T的化合价都有－2，应位于元素周期表第ⅥA族，Z的最高价为＋6，Z应为S，则T应为O；R的化合价为＋3，应位于周期表第ⅢA族，根据其原子半径大于Z小于X可知，R应和X同周期，R为Al。金属性Mg>Al、Mg>Be，金属性越强，与酸反应越剧烈，所以单质与稀硫酸反应的速率快慢为Mg>Al、Mg>Be，即X>R，X>Y，A项错误；金属性越强，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，所以X>R，X>Y，C项错误；Mg(OH)2不能与NaOH溶液反应，Al(OH)3可以与NaOH溶液反应，B项错误；非金属性O>S，元素非金属性越强，气态氢化物的稳定性越强，即Z4．(素养题)元素X、Y、Z的原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( )
A．同族元素中Z的氢化物稳定性最强
B．原子半径：X>Y；离子半径：X＋>Z2－
C．同周期元素中X的金属性最强
D．同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强
B [由题意可推知X、Y、Z分别为Na、Cl、O。氧元素是第ⅥA族最活泼的非金属元素，其氢化物稳定性最强，A项正确；由同周期元素原子半径变化规律及离子半径比较规则可知，原子半径：X＞Y，离子半径：Z2－>X＋，B项错误；X是第三周期最活泼的金属元素，C项正确；第三周期中，Cl的非金属性最强，对应的最高价氧化物的水化物HClO4的酸性最强，D项正确。]
5．结合元素周期律和元素周期表的有关知识，用化学用语回答下列问题：
(1)在第三周期元素及其单质和化合物中，原子半径最小的元素是________；氧化性最强的单质是________，还原性最强的单质是________；最高价氧化物对应水化物中，最强的碱是________；形成的两性化合物________、________。
(2)卤族元素氢化物中最稳定的是________，还原性最强的是________，请总结同周期、同主族元素性质递变规律是_____________________________________________________。
[解析] (1)同一周期，核电荷数越大，原子半径越小(稀有气体除外)
,
第三周期Cl核电荷数最大，故其原子半径最小；同一周期，从左到右元素非金属性逐渐增强(稀有气体除外)
,
Cl非金属性最强，故单质中Cl2氧化性最强；同一周期，从左到右元素金属性逐渐减弱(稀有气体除外)，第三周期金属性最强的为Na；铝元素形成的两性化合物有Al2O3、Al(OH)3。(2)卤族元素，从上到下，原子半径依次增大，原子核对最外层的电子的吸引能力逐渐减弱，在其形成的气态氢化物中，卤族元素的原子对氢原子的吸引能力依次减小，所以卤族元素形成的氢化物的热稳定性依次减弱，所以热稳定性：HF>HCl>HBr>HI；同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
[答案] (1)
Cl Cl2 Na NaOH
Al(OH)3 Al2O3
(2)HF HI 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
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-课时2 元素周期表和元素周期律的应用
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目
标
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系
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建
1.知道元素周期表的分区，进一步认识元素周期表和元素周期律的应用，培养学生“宏观辨识与模型认知”的核心素养。2.基于“位置—结构—性质”认识三者之间的关系，培养学生“宏观辨识与微观探析”的核心素养。
一、元素周期表的分区及元素化合价规律
请填写出图中序号所表示内容。
①增强；②减弱；③增强；④增强；
⑤Al；⑥Si；⑦金属；⑧非金属。
微点拨：(1)周期表的左下方是金属性最强的元素(钫)，右上方是非金属性最强的元素(氟)。碱性最强的是FrOH，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。
二、元素化合价与原子结构、位置的定量关系
1．主族元素的最高正化合价等于主族序数等于最外层电子数或价电子数(F、O除外)。
2．非金属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等于主族序数(F、O除外)。
3．非金属元素的负化合价等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数等于主族序数－8。
4．大部分非金属元素的最高正化合价与它的负化合价的绝对值之和为8。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1．根据同周期、同主族元素性质的递变规律判断元素性质的强弱(或大小)。
2．应用于元素“位置—结构—性质”的相互推断。
3．预测新元素
为新元素的发现，以及预测它们的原子结构和性质提供线索。
4．寻找新物质
(1)在金属与非金属分界处可以寻找半导体材料。
(2)研究氟、氯、硫、磷、砷附近元素，制造新农药。
(3)在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
(1)从第ⅢA族的硼到第ⅦA族的砹连成一条斜线，即为金属元素和非金属元素的分界线，分界线附近元素的性质有何特点？这些元素可制取什么材料？
[提示] 分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性。这些元素可以制取半导体材料。
(2)短周期元素R的氢化物的化学式为H2R，则该元素最高价氧化物对应水化物的化学式是什么？
[提示] 该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2RO4。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)Al在金属与非金属的分界线上，故Al既是金属又是非金属。
( )
(2)ⅥA族的所有元素的最高正价均为＋6价。
( )
(3)在过渡元素中可以寻找新的催化剂。
( )
(4)在所有的氧化物中，氧均为－2价。
( )
[答案] (1)× (2)× (3)√ (4)×
2．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。下列说法正确的是( )
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C．短周期元素形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构
D．同一主族元素的原子、最外层电子数相同，化学性质完全相同
[答案] B
3．主族元素锗的最高化合价为＋4价，且锗位于硅的下一周期，写出“锗”在周期表中的位置________________。根据锗在周期表中处于金属和非金属分界线附近，预测锗单质的一种用途是________________。硅和锗单质分别与H2反应时，反应较难进行的是________(填“硅”或“锗”)。
[答案] 第四周期ⅣA族 半导体材料 锗
“位—构—性”的关系及应用
X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在周期表中的相对位置如图所示。若Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍。
(1)根据如图，可确定X、Y、Z、W属于哪一周期？
[答案] X、Y为第二周期，Z、W为第三周期。
(2)根据Y的原子核外电子排布特点可推断Y是什么元素，进而确定X、Z、W是什么元素？
[答案] Y为O，X、Z、W依次为N、S、Cl。
(3)根据确定的Z、W，二者形成的最高氧化物的水化物中酸性最强是什么？Y、Z形成氢化物中，热稳定性最强的是什么？
[答案] HClO4，H2O。
元素的结构、位置与性质之间的关系
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，而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。
说明：三个定量关系
(1)电子层数＝周期序数
(2)最外层电子数＝主族序数＝最高正化合价(O、F除外)
(3)负化合价与最高正价的绝对值之和为8或2
【典例】 A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如图所示。A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。
(1)写出A、B、C三种元素名称__________、__________、________。
(2)C在元素周期表中的位置是___________________。
(3)C的氢化物与B的氢化物的稳定性强弱顺序为________>________(填化学式)。
(4)比较A、C的原子半径：A________C，写出A的气态氢化物与A的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式：____________________。
[解析] 据A、B、C在周期表中的位置可知，A、C处于第二周期，B处于第三周期，设B的原子序数为x，则A为x－9，C为x－7，据题意有x－9＋x－7＝x，则x＝16，即为S，那么A为N，C为F。
[答案] (1)氮 硫 氟 (2)第二周期第ⅦA族
(3)HF H2S (4)> NH3＋HNO3===NH4NO3
[借题发挥]
(1)写出C单质与H2O反应的化学方程式________________。
(2)写B的离子结构示意图_________________________。
(3)A、C的氢化物中还原性较强的为________(写化学式)。
[答案] (1)2F2＋2H2O===4HF＋O2
(2)
(3)NH3
1．今年是门捷列夫发现元素周期律150周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是( )
A．原子半径：W＜X
B．常温常压下，Y单质为固态
C．气态氢化物热稳定性：Z＜W
D．X的最高价氧化物的水化物是强碱
D [由题意，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8，可推出W、X、Y、Z分别为N、Al、Si、P。
A项，根据电子层数越多，原子半径越大，可得原子半径：WPH3，正确；D项，X的最高价氧化物的水化物Al(OH)3是两性氢氧化物，错误。]
2．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法错误的是( )
A．Y原子的电子总数是其K层电子数的4倍
B．原子半径大小顺序为r(X)>r(Y)>r(Z)>r(W)>r(Q)
C．Q的单质能与W的氢化物发生置换反应
D．元素Q的最高价氧化物对应水化物的酸性是短周期中最强的
B [由5种元素在周期表中的位置可以推知：Z为Al，X为N，Y为O，W为S，Q为Cl。Y原子的电子总数是8，其K层有2个电子，电子总数是K层电子数的4倍，A项正确；原子半径大小顺序为r(Z)>r(W)>r(Q)>r(X)>r(Y)，B项错误；氯气能与硫化氢发生置换反应生成氯化氢和硫单质，C项正确；根据同周期元素性质递变规律可知非金属性：短周期中氟元素非金属性最强，但是F无正价，没有最高价含氧酸，故短周期中氯元素的最高价氧化物对应水化物的酸性最强，D项正确。]
3．a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素，a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同；c所在周期数与族数相同；d与a同族。下列叙述正确的是( )
A．原子半径：d>c>b>a
B．4种元素中b的金属性最强
C．c的氧化物的水化物是强碱
D．d单质的氧化性比a单质的氧化性强
B [a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同，b原子次外层的电子数为2或8，若b原子次外层的电子数为2，则a为He，不是主族元素，不符合题意；若b原子次外层的电子数为8，则b为第三周期元素，a为O；d与a同族，则d为S;
c所在周期数与族数相同，则c为Al，b为Na或Mg。
A错：原子半径：aB对：b为Na或Mg,4种元素中b的金属性最强。
C错：c的氧化物的水化物是Al(OH)3，属于两性氢氧化物，不是强碱。
D错：a、d同主族，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，氧化性逐渐减弱。]
4．(素养题)下表是元素周期表的一部分，回答下列问题。
族周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
二
①
②
③
④
三
⑤
⑥
⑦
⑧
⑨
⑩
?
?
(1)写出①、⑦两种元素的名称：________、________。
(2)在这些元素中，最活泼的金属元素的离子结构示意图是________，最活泼的非金属元素是________(填元素符号，下同)，________是最不活泼的元素。
(3)这些元素的最高价氧化物对应的水化物中，________(填化学式，下同)酸性最强，________碱性最强；能形成两性氢氧化物的元素是________(填元素符号)。
(4)在⑤到?的元素中，____________(填元素符号)的原子半径最小。
(5)比较⑤和⑥的化学性质，__________(填元素符号)更活泼，试用实验证明(简述操作、现象和结论)：_____________。
[解析] 由题给信息知，①为C，②为N，③为O，④为F，⑤为Na，⑥为Mg，⑦为Al，⑧为Si，⑨为P，⑩为S，?为Cl，?为Ar。(1)①、⑦两种元素的名称分别为碳、铝。(2)在这些元素中，最活泼的金属元素是Na，其易失去1个电子形成的离子结构示意图是，最活泼的非金属元素是F，最不活泼的元素是稀有气体Ar。(3)同周期元素从左到右，元素非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，同主族元素，从上到下，元素非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，故上述元素中，其最高价氧化物的水化物中，HClO4的酸性最强，NaOH的碱性最强，能形成两性氢氧化物的元素是Al。(4)同周期元素(除稀有气体外)，从左到右，原子半径依次减小，故⑤到?的元素中，Cl的原子半径最小。(5)由变化规律，金属性Na>Mg，可将金属Na和Mg分别与冷水反应，反应剧烈的是Na，则Na更活泼。
[答案] (1)碳 铝
(2)
F Ar
(3)HClO4 NaOH Al (4)Cl
(5)Na 将Na和Mg分别与冷水反应，反应剧烈的是钠(答案合理即可)
1．元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。下列说法正确的是( )
A．元素的性质总在不断发生明显的变化
B．紧靠虚线两侧的元素都是两性金属元素
C．可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等)
D．可在虚线的右上方寻找耐高温材料
C [同族元素的性质是相似的，同周期元素的性质是递变的，A项错误；紧靠虚线两侧的元素既表现金属性又表现非金属性，但没有两性金属元素这一说法，B项错误；耐高温材料应该在过渡元素中寻找，D项错误。]
2．镭(Ra)位于元素周期表中第七周期第ⅡA族，下列关于镭元素单质及其化合物的性质推测错误的是( )
A．镭的原子半径比钙的大
B．氯化镭的化学式为RaCl2
C．单质镭不能与水反应产生氢气
D．氢氧化镭的碱性比氢氧化钙的强
C [镭的活泼性比Ca强，与H2O反应能生成H2。]
3．五种主族元素X、Y、Z、M和N在周期表中的位置如图所示。下列说法正确的是( )
A．M的原子半径比N的小
B．Y和Z既可形成Z2Y，也可形成Z2Y2
C．X2M的稳定性比X2Y的强
D．M和N的氧化物的水化物均为强酸
B [由题给周期表可推知五种元素分别是X—H、Y—O、Z—Na、M—S、N—Cl。同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，原子半径S>Cl，A项错误；O和Na可形成Na2O和Na2O2，B项正确；同主族元素从上到下氢化物稳定性逐渐减弱，稳定性H2O>H2S，C项错误；S和Cl的最高价氧化物对应的水化物H2SO4、HClO4都是强酸，但H2SO3不是强酸，故D项错误。]
4．几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：
元素代号
X
Y
Z
W
原子半径/pm
160
143
70
66
主要化合价
＋2
＋3
＋5、＋3、－3
－2
下列叙述正确的是( )
A．X、Y元素的金属性：X＜Y
B．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来
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，Z单质与W的常见单质直接生成ZW2
B [短周期元素的主要化合价中W元素只有－2价，没有正化合价可知，W为O，由原子半径的大小可知，Z元素具有－3、＋5价，原子半径大于氧元素且相差不大，故Z为氮元素；X元素只有＋2价，Y元素只有＋3价，X、Y原子半径相差不大，原子半径比氮元素、氧元素大很多，可知X、Y位于第三周期相邻主族，故X为镁元素，Y为铝元素。]
5．(素养题)A、B、C、D、E、F、G均为短周期元素，原子序数依次递增。A元素原子核内无中子，B元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，D是地壳中含量最多的元素，E是短周期中金属性最强的元素，F与G位置相邻，G是同周期元素中原子半径最小的主族元素。请回答下列问题：
(1)C在元素周期表中的位置为________，G的原子结构示意图是________。
(2)D与E按原子个数比1∶1形成化合物甲，其化学式为________，向甲中滴加足量水时发生反应的化学方程式是_______________________________。
(3)E、F、G形成的简单离子，半径由大到小顺序是_____________________。(用离子符号表示)
[解析] (1)由题给信息知A为H，B为C，D为O，E为Na，F为S，G为Cl，由B、D可知C为N。
(2)Na与O可形成Na2O、Na2O2，Na2O2与H2O反应的化学方程式为2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑。
(3)Na＋核外电子排布示意图为，Cl－、S2－核外电子排布示意图为、
，故离子半径：S2－>Cl－>Na＋。
[答案] (1)第二周期第ⅤA族
(2)Na2O2 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ (3)S2－>Cl－>Na＋
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8
-第三节 化学键
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1.以典型物质为例，认识离子键、共价键等化学键的形成，能用电子式对离子键和共价键进行表征，能描述化学键理论模型，并用模型解释和推测物质的组成、结构、性质及变化。培养学生“宏观辨识与微观探析，证据推理与模型认知”的核心素养。2.能以宏观现象及化学键等不同角度对物质进行分类，能从物质的构成微粒及相互作用说明物质的共性、差异及其原因，解释同类物质的性质变化规律。知道分子存在一定的空间结构。培养学生的“宏观辨识与微观探析”的核心素养。
一、离子键和离子化合物
1．离子键
(1)NaCl的形成示意图
钠离子和氯离子通过静电作用结合在一起，形成氯化钠。
(2)定义：带相反电荷离子之间的相互作用叫做离子键。
(3)成键粒子：阴、阳离子。
(4)成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属。
微点拨：离子键的本质是阴、阳离子之间的静电作用，既包括静电吸引也包括静电排斥。
2．离子化合物
3．电子式
(1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)排布的式子。
(2)粒子电子式的表示方法
粒子
电子式的表示方法(举例)
原子
离子
阳离子
阴离子
化合物
(3)用电子式表示离子化合物的形成过程。如NaCl：。
微点拨：“·(点)”或“×”都表示电子，二者应用时没有区别。
二、共价键和共价化合物
1．共价键
(1)形成过程(以Cl2的形成为例):
(2)定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
(3)成键粒子：原子。
(4)成键元素：一般是同种的或不同种的非金属元素。
(5)分类
2．共价化合物
3．电子式
(1)非金属单质：Cl2：，N2：。
(2)共价化合物：H2O：，CO2：。
(3)用电子式表示形成过程：HCl：。
4．结构式：用短线“—”表示分子中共用电子对的式子如H2O：H—O—H。
5．以共价键形成的分子的表示方法
分子
电子式
结构式
分子结构模型
分子空间构型
H2
H—H
直线形
HCl
H—Cl
直线形
CO2
O===C===O
直线形
H2O
V形
CH4
正四面体形
三、化学键
1．概念：相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。
2．分类
3．化学反应的本质
(1)表象：反应物中的原子重新组合为产物分子。
(2)本质：旧化学键的断裂和新化学键的形成。
四、分子间作用力
1．定义：分子之间还存在一种把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，最初叫范德华力。
2．规律：一般说来，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也就越高，如卤素单质的熔、沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2。
3．氢键：如液态NH3、H2O和HF中分子之间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用，叫氢键，氢键不是化学键，可看作一种较强的分子间作用力。
微点拨：化学键既影响物质的物理性质，又影响物质的化学性质；而分子间作用力只影响物质的物理性质。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)所有金属与非金属形成的化学键均为离子键。
( )
(2)离子化合物中一定有离子键无共价键。
( )
(3)任何分子内均含化学键。
( )
(4)共价化合物一定含极性键可能也含非极性键。
( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)√
2．下列物质中，既含离子键又含共价键的是( )
A．NaOH
B．Na2O
C．H2O
D．CaCl2
[答案] A
3．(1)写出下列物质的电子式
①Cl－________②Ca2＋________③N2________
④H2S________⑤CaCl2________⑥NH3________
(2)写出下列分子的结构式
①HCl________②NH3________③H2O________
④CH4________
化学键与化合物的关系及判断
下面是同学们熟悉的物质：①O2 ②金刚石 ③NaBr
④H2SO4 ⑤Na2CO3 ⑥NH4Cl ⑦NaHSO4
⑧Ne ⑨Na2O2 ⑩NaOH
请回答：
(1)这些物质中，只含有共价键的是________；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
1．化学键与化合物的关系
(1)部分物质中不一定含有化学键。例如稀有气体分子中不含有化学键。
(2)金属与非金属形成的化学键不一定都是离子键，也有共价键。例如AlCl3中没有离子键，只有共价键。
(3)含有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，例如NaOH是离子化合物。
(4)只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物。例如铵盐中不含有金属元素，但是属于离子化合物。
(5)含非极性键的化合物可能是共价化合物，也可能是离子化合物如H2O2、Na2O2等。
2．物质变化过程中化学键的变化
(1)化学反应过程
化学反应过程中反应物一定有旧化学键被破坏和产物中新化学键的形成。如：
H2＋F2===2HF，化学键H—H、F—F均被破坏，形成H—F。
(2)离子化合物的溶解或熔化过程
离子化合物电离阴、阳离子。
(3)共价化合物的溶解或熔化过程
①溶解过程
②熔化
(4)单质的熔化或溶解过程
单质的特点
化学键变化
举例
由分子构成的固体单质
熔化或升华时只破坏分子间作用力，不破坏化学键
P4的熔化，I2的升华
由原子构成的单质
熔化时破坏共价键
金刚石或晶体硅
能与水反应的某些活泼非金属单质
溶于水后，分子内共价键被破坏
Cl2、F2等
微点拨：(1)化学反应中，并不是反应物中所有的化学键都被破坏，如(NH4)2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NH4Cl，只破坏反应物中的离子键，而共价键未被破坏。
(2)化学键被破坏的变化，不一定是化学变化，如金刚石的受热熔化、NaCl溶于水等。只有旧化学键的断裂而没有新化学键的生成，故不是化学变化。
1．下列各组物质中，每种物质都是既有离子键又有共价键的一组是( )
A．NaOH H2SO4 (NH4)2SO4
B．MgO Na2SO4 HNO3
C．Na2O2 KOH Na3PO4
D．HCl Na2O MgCl2
C [H2SO4中只有共价键，A错误；MgO中只有离子键，HNO3中只有共价键，B错误；各物质中既有离子键又有共价键，C正确；HCl中只有共价键，Na2O、MgCl2中只有离子键，D错误。]
2．在下列变化中，①碘的升华；②烧碱熔化；③MgCl2溶于水；④HClO溶于水；⑤Na2O2溶于水，未发生化学键破坏的是________(填写序号，下同)，仅发生离子键破坏的是________，仅发生共价键破坏的是________，既发生离子键破坏，又发生共价键破坏的是________。
[解析] ①碘的升华克服分子间作用力，化学键未破坏；②烧碱熔化，破坏离子键；③氯化镁溶于水，破坏离子键；④次氯酸溶于水，破坏共价键；⑤Na2O2溶于水破坏离子键和共价键，与水反应生成氢氧化钠和氧气。
[答案] ① ②③ ④ ⑤
电子式的书写
1．电子式的书写
示例
书写规范
原子
一般将原子的最外层电子写在元素符号的上、下、左、右四个位置上
简单阳离子
Na＋、Mg2＋
电子式就是其阳离子符号
简单阴离子
在元素符号周围标出电子，用[ ]括起来，并在右上角注明所带电荷数及电性
复杂阴、阳离子
标明电子，要用[ ]括起来，并在右上角注明所带电荷数及电性
共价分子(包括非金属单质和化合物)
标出原子之间的共用电子对；不能漏掉未形成共用电子对的原子的最外层电子，如NH3错写为
2.用电子式表示物质的形成过程
(1)离子化合物
方法：左端是原子的电子式，右端是离子化合物的电子式，中间用“―→”连接。注意用“”表示电子的转移。实例：。
(2)共价化合物
方法：左端是原子的电子式，右端是共价化合物的电子式，中间用“―→”连接。
3．下列物质的电子式书写正确的是( )
A [A项，N最外层5个电子，形成三个共用电子对，故正确；B项，NaCl是离子化合物，电子式为，故错误；C项，HCl是共价化合物，电子式为，故错误；D项，CO2的电子式为，故错误。]
4．用电子式表示下列物质的形成过程
(1)N2：______________________________________________
(2)NH3：____________________________________________
(3)CO2：____________________________________________
(4)CaF2：___________________________________________
(5)Na2O：___________________________________________
(4)
(5)
电子式书写常见的“八大错误”
(1)漏写孤电子对
(2)电子式中相同的原子或离子合并
(3)共用电子对数不清楚
(4)共价分子与离子化合物中原子与离子的混乱
(5)原子连接顺序错误
(6)电荷数与化合价标示错误
(7)原子最外层不满足稳定结构
(8)复杂离子的电子式写为离子符号
将一块普通的棉布浸在氯化铵的饱和溶液中，片刻之后，取出晾干就成防火布了。将这块经过处理的布用火柴点，不但点不着，而且还冒出白色的烟雾。氯化铵是很好的防火能手，戏院里的舞台布景、舰艇上的木料等，都经常用氯化铵处理，以求达到防火的目的。
问题探究：(1)氯化铵处理棉布作防火布的化学原理是什么？
[答案] 氯化铵受热分解产生的白色烟雾隔绝空气中的O2，棉布不能燃烧。
(2)氯化铵中含有什么键？属于哪类化合物？
[答案] 离子键和共价键，离子化合物。
(3)NH4Cl受热分解生成NH3和HCl的过程中什么化学键断裂？形成了什么化学键？
[答案] 离子键与共价键断裂，共价键形成。
(4)写出NH4Cl的电子式_____________________________。
[答案]
(5)写出NH3和
HCl的结构式______________________。
[答案]
，H—Cl
通过素材中氯化铵的应用及其化学键的分析，培养学生“证据推理与科学探究”的核心素养。
1．下列说法正确的是( )
A．只含有共价键的物质属于共价化合物
B．所有物质中均含有化学键
C．含有离子键的物质肯定含金属元素
D．只要含离子键的化合物就属于离子化合物
D [只含有共价键的化合物属于共价化合物，物质包括单质和化合物，A错误；稀有气体中无化学键，B错误；铵盐是离子化合物，但无金属元素，C错误；只要含离子键的化合物就属于离子化合物，D正确。]
2．下列哪一组元素的原子间反应容易形成离子键( )
原子
a
b
c
d
e
f
g
M层电子数
1
2
3
4
5
6
7
①a和c ②a和f ③d和g ④b和g
A．①② B．②④ C．②③ D．③④
B [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，a～g均为第三周期元素，a、b均为活泼的金属元素，f、g均为活泼的非金属元素，所以a与f、b与g形成的化学键为离子键。故正确答案为B。]
3．在下列变化过程中，属于“破坏极性键和非极性键→形成极性键和非极性键”过程的是( )
A．冰→水→水蒸气→H2和O2
B．2Na＋Cl22NaCl
C．2H2＋O22H2O
D．2H2O22H2O＋O2↑
D [A项只形成非极性键；B项只形成离子键，C项只破坏非极性键。]
4．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
B [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。]
5．(素养题)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。
请回答下列问题：
(1)Na3N的电子式是________，该化合物是由__________________________键形成的。
(2)Na3N与盐酸反应生成________种盐，其电子式分别是__________________。
(3)Na3N与水的反应属于________(填基本反应类型)反应。
(4)比较Na3N中两种粒子的半径：r(Na＋)________r(N3－)(填“＞”“＝”或“＜”)。
[解析] Na3N是由Na与N结合形成的，其间的相互作用为离子键，电子式为离子化合物的电子式书写要求，，Na3N＋3H2O===3NaOH＋NH3↑，可知该反应属于复分解反应，当与盐酸反应时，生成NaCl、NH4Cl两种盐；Na＋与N3－的电子层排布相同，但Na＋的质子数大于N3－，可知离子半径为Na＋＜N3－。
[答案] (1)
离子 (2)2
(3)复分解 (4)＜
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-微专题6 元素的推断
元素推断题主要考查元素周期表中“位、构、性”三者之间的关系及利用物质结构和性质进行综合推断的能力，题目综合性较强，难度较大，所占分值较高。而掌握短周期元素的结构特点、在元素周期表中的位置及其重要化合物的性质是解决元素综合推断题的有效方法。
1．解答元素综合推断题的一般思路
根据原子结构、元素性质及相关已知条件，可推算出元素的原子序数等，从而判断出具体元素及其在元素周期表中的位置等，基本思路如下：
2．解答元素推断的必备知识
(1)熟悉主族元素在元素周期表中的特殊位置和数据特征，短周期元素位置方面的特殊性如下表：
位置特征
元素
1
主族序数等于周期数
H、Be、Al
2
主族序数等于周期数2倍
C、S
3
主族序数等于周期数3倍
O
4
周期数等于主族序数2倍
Li
5
周期数等于主族序数3倍
Na
6
最高化合价与最低化合价之和为0
C、Si、H
7
原子半径最大的元素
Na
8
原子半径最小的元素
H
(2)由元素及其化合物的典型特征推断
掌握常见元素及其化合物的特性是关键，把握这一关键主要在于平时的积累，要熟记《考试大纲》要求的元素及其化合物性质方面的典型特征。例如：
①形成化合物种类最多的元素、形成的某种单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素为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为N。
③地壳中含量最多的元素、氢化物在通常情况下呈液态的元素为O。
④单质最轻的元素为H；最轻的金属单质为Li。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素为Br；金属元素为Hg。
⑥最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的短周期元素为Al。
(3)由短周期元素的典型结构特征推断
结构特征
元素
1
原子核中没有中子
H
2
原子最外层电子数与核外电子层数相同
H、Be、Al
3
各电子层上的电子数均满足2n2
He、Ne
4
电子总数是最外层电子数的2倍
Be
5
最外层电子数与最内层电子数相等
Be、Mg
6
最外层电子数与次外层电子数相等
Be、Ar
7
最外层电子数是次外层电子数的2倍
C
8
最外层电子数是次外层电子数的一半
Li、Si
(4)由元素化合物特殊性质推断
①有颜色的气体：F2(淡黄绿色)、Cl2(黄绿色)、O3(淡蓝色)。
②有毒的气体：F2、Cl2、NO2、SO2、CO、NO、H2S。
③在空气中能产生白雾的气体：HCl、HBr、HI。
④能使湿润的品红试纸褪色的气体：Cl2、O3等。
⑤在空气中燃烧时火焰呈蓝色或淡蓝色的气体：H2、CO、CH4。
⑥能使带火星的木条复燃的气体：O2(常见的)。
⑦铁的化合物的颜色：FeO(黑色)、Fe3O4(黑色)、Fe2O3(红棕色)、Fe(OH)2(白色)、Fe(OH)3(红褐色)、FeS(黑色)、FeCl3(棕黄色)、Fe2＋(溶液中为浅绿色)、Fe3＋(溶液中为黄色)。
⑧铜的化合物的颜色：Cu2O(暗红色)、CuO(黑色)、Cu(OH)2(蓝色)、CuSO4(白色)、CuSO4·5H2O(蓝色)。
⑨银的化合物的颜色：AgCl(白色)、AgBr(淡黄色)、AgI(黄色)、Ag2S(黑色)。
⑩有漂白性的物质：O3、Na2O2、H2O2。
(5)综合利用“位、构、性”的关系推断
这类题目综合性强，难度较大，但若熟练掌握元素周期律的实质和元素周期表的结构知识，这一类问题便能顺利解决。
(6)由典例转化关系推断
①NaNa2ONa2O2
②CCOCO2
③AlCl3Al(OH)3AlO
④
⑤
【典例】 (双选)X、Y、Z、R是短周期主族元素，X原子最外层电子数是次外层的2倍，Y元素在地壳中的含量最多，Z元素的化合物的焰色反应呈黄色，R原子的核外电子数是X原子与Z原子的核外电子数之和。下列叙述正确的是( )
A．X与Y能形成两种常见的气态化合物
B．原子半径的大小顺序：X>Y>Z>R
C．X、Z分别与R形成的两种化合物的化学键类型不同
D．含有Y、Z、R
3种元素的化合物最多有2种
AC [①X原子最外层电子数是次外层的2倍→X为C；②Y元素在地壳中含量最多→Y为O；③Z元素的化合物的焰色呈黄色→Z为Na，④根据X(C)、Z(Na)可知R的核外电子数为17→R为Cl。A项，C与O能形成气态化合物CO、CO2，正确。B项，原于半径：Na>Cl>C>O，错误。C项，CCl4中含有共价键，NaCl中含有离子键，正确。D项，Na、Cl、O可形成NaClO、NaClO3、NaClO4等化合物，错误。]
1．同周期短周期元素W、X、Y、Z，原子序数依次增大，W原子半径最大，Z最高价氧化物对应的水化物酸性最强，Y的单质与盐酸、氢氧化钠均能反应生成氢气。据此判断下列说法正确的是( )
A．Y的单质在空气中加热不会熔化
B．工业上电解熔融的Y、Z组成的化合物可得Y单质
C．W、Z形成的化合物在水溶液中能电离
D．X的单质在氮气中燃烧所得的产物中含离子键、共价键
C [W是钠，X是镁，Y是铝，Z是氯。A项，铝单质加热会熔化，只不过不会滴落，错误；B项，工业电解熔融的氧化铝得到铝，错误；D项，氮化镁中只有离子键，错误。]
2．X、Y、Z、W为短周期元素，X的M电子层有1个电子，Y的最外层电子数为内层电子数的2倍，Z的最高化合价为最低化合价绝对值的3倍，Z与W同周期，W的原子半径小于Z。下列有关说法正确的是( )
A．原于半径：XB．Z、W均可与Mg形成离子化合物
C．气态氢化物的稳定性：Y>Z>W
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>Z
B [X的M电子层有1个电子，则X是Na；Y的最外层电子数为内层电子数的2倍，Y是C；Z的最高化合价为最低化合价绝对值的3倍，Z是S；Z与W同周期，W的原子半径小于Z，W是Cl。
A错，原子半径：Na>S>Cl>C。
B对，MgS、MgCl2都是离子化合物。
C错，气态氢化物的稳定性：HCl>H2S>CH4。
D错，最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SO4>H2CO3。]
3．X、Y、Z均为短周期主族元素，它们原子的最外层电子数之和为10。X与Z同族，Y最外层电子数等于X次外层电子数，且Y原子半径大于Z。下列叙述正确的是( )
A．熔点：X的氧化物比Y的氧化物高
B．热稳定性：X的氢化物大于Z的氢化物
C．X与Z可形成离子化合物ZX
D．酸性：X的最高价含氧酸小于Z的最高价含氧酸
B [X、Y、Z均为短周期主族元素，X与Z同族，Y最外层电子数等于X次外层电子数，Y的最外层电子数不可能是8，只能为2，且Y原子半径大于Z，所以Y为Mg，X、Y、Z原子的最外层电子数之和为10，故X为C，Z为Si。
A项，MgO的熔点高于CO2、CO的熔点，错误；B项，元素的非金属性越强，则其气态氢化物的热稳定性越强，C的非金属性强于Si，故CH4的热稳定性大于SiH4，正确；C项，X与Z形成的SiC是共价化合物，错误；D项，酸性H2CO3强于H2SiO3，错误。]
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-章末复习课
[项目探究] 元素周期律的实验探究
[实验目的] 探究同周期、同主族的非金属性递变规律
[实验装置]
[实验情境]
(1)稀硝酸滴入CaCO3中有气体生成
(2)CO2通入硅酸钠溶液中有白色沉淀(H2SiO3)生成
(3)Cl2通入NaBr溶液中，溶液变为橙色。
[实验猜想]
(1)非金属性N＞C＞Si
(2)非金属性Cl＞Br
[实验过程]
实验1：(1)检验装置气密性。
(2)将CaCO3粉末加入烧瓶B中，Na2SiO3溶液注入试管C中。
(3)将稀硝酸装入分液漏斗D中，然后打开活塞，滴入稀硝酸。
实验2：(1)检验装置气密性。
(2)将MnO2粉末加入烧瓶B中，NaBr滴液注入试管C中。
(3)将浓盐酸装入分液漏斗D中，然后打开活塞，滴入浓盐酸。
(4)加热烧瓶B。
[实验探究]
探究1 实验1中有哪些实验现象？说明什么？写出有关化学方程式。
提示：B中有气体生成，C中有白色沉淀，说明酸性HNO3＞H2CO3＞H2SiO3，进而说明非金属性N＞C＞Si，CaCO3＋2HNO3===Ca(NO3)2＋CO2↑＋H2O，CO2＋Na2SiO3＋H2O===
H2SiO3↓＋Na2CO3。
探究2 对于实验1来说，装置设计有两处明确的缺陷是什么？如何改进？
提示：缺陷：进入C中的气体CO2中可能含有挥发出的HNO3蒸气，与Na2SiO3反应，干扰CO2反应；C装置不能密封。改进：在B、C装置连接盛有饱和NaHCO3的蒸气瓶吸收HNO3；将C装置中的塞子去掉。
探究3 利用该装置设计完成实验2，实验装置有什么缺陷？如何改进？
提示：缺陷：①缺少加热装置 ②没有吸收尾气Cl2的装置。改进①补加加热装置(含酒精灯、铁圈、石棉网)
②C装置中单孔塞改为双孔塞后连接处理尾气Cl2的装置。
探究4 实验2中有哪些实验现象？说明什么？写出有关离子方程式。
提示：B中有黄绿色气体生成，C中溶液变橙色，说明氧化性Cl2>Br2，进而说明非金属性Cl>Br。
MnO2＋4H＋＋2Cl－Mn2＋＋Cl2↑＋2H2O
Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－
[实验结论]
在周期表中，同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱。
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