第四章 物质结构 元素周期律
[情景切入]
丰富多彩的物质世界是由一百多种元素组成的。这些元素之间有什么内在联系？它们是如何相互结合形成多种多样的物质的？让我们走进教材，学习物质结构、元素周期律。
[知识导航]
本章通过分类整理的方法对元素之间的联系进行研究；从微观角度探究元素之间的内在联系。本章知识在结构上分为三节：第一节主要学习原子结构与元素周期表——原子结构、元素周期表、核素、原子结构与元素性质；第二节主要学习元素周期律——元素性质的周期性变化规律、元素周期表和元素周期律的应用；第三节主要学习化学键——离子键、共价键。
[学法指导]
1．微观分析·练规范
微观分析原子的组成，掌握原子的书写标准，知道原子中各种微粒的关系。通过类比的方法，对元素、核素、同位素的概念进行辨析，加深理解。
2．理解本质·重应用
结合第3周期元素的原子结构示意图，通过对教材中元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价等各项内容的比较、分析和归纳，总结出元素周期律的本质。
3．把握内涵·懂实质
通过周期表的排列规则，认识元素周期表的结构，理解同周期或同主族元素性质递变的规律性，掌握元素性质的递变规律。
4．由表及里·明方法
依据教材所给的方法，通过实验学会比较元素的金属性和非金属性强弱的方法，并明确通过固定物质的性质反过来比较元素的金属性或非金属性。
5．紧扣特征·得规律
依据元素周期律，结合元素周期表，根据“位置—结构—性质”的关系，得出元素的性质。
第一节 原子结构与元素周期表
第1课时 原子结构
学习目标
核心素养
1．回顾初中所学原子结构知识，了解核外电子能量高低与分层排布的关系。2．依据稀有气体元素原子的电子排布，总结出核外电子排布规律，学会书写简单原子的原子结构示意图。
通过对“原子结构”的学习，培养微观探析、证据推理和模型认知的意识和习惯。
新课情境呈现
英国物理学家卢瑟福(E.Rutherford)在α粒子散射实验经过理论分析和计算，提出了核式原子模型：原子由原子核和核外电子构成，原子核带正电荷，位于原子的中心；电子带负电荷，在原子核周围空间做高速运动。让我们
走进教材，学习原子结构。
课前素能奠基
知识回顾
1．元素是具有相同__核电荷数__(即__质子数__)的同一类原子的总称。
2．原子中的质子数＝__核电荷数__＝__核外电子数__。
3．镁、铝、硫、氯的原子结构示意图分别为：
____、____、____、____。
4．什么核外电子排布结构是稳定的结构？
__最外层达到8电子(只有1层电子时是2电子)结构。__
新知预习
一、原子结构
1．原子的构成
原子
点拨：质子或中子的相对质量等于一个质子或中子的质量与12C原子质量的(1.66×10－27
kg)相比较所得的数值。
2．质量数
(1)概念：质子和中子的相对质量都近似为1，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，所得的数值叫做质量数。
(2)关系：质量数(A)＝__质子数(Z)＋中子数(N)__
二、核外电子排布
1．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__
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各电子层最多容纳__2n2__个电子。如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为__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。
3．原子结构模型的演变
年代
模型
观点或理论
1803年
道尔顿模型
原子是构成物质的基本粒子，是坚实的、不可再分的实心球。
1904年
汤姆孙模型
原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了正电荷，从而形成了中性原子。
1911年
卢瑟福原子模型
在原子的中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它的周围沿着不同的轨道运转，就像行星环绕太阳运转一样。
1913年
玻尔原子模型
电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速圆周运动。
1926～1935年
电子云模型
电子在原子核外很小的空间内做高速运动，其运动规律与一般物体不同，没有确定的轨道。
点拨：电子云模型理论认为电子在原子核外运动没有固定的轨道。
预习自测
1．原子是由居于原子中心的原子核和核外电子构成的。下列有关原子核外电子排布的说法中错误的是( D )
A．电子总是先排布在能量最低的电子层里
B．每个电子层最多能容纳的电子数为2n2
C．最外层电子数不超过8个(K为最外层时不超过2个)
D．S2－的M层电子数是K层电子数的3倍
解析：S2－的M层电子数是8个，K层为2个，则S2－的M层电子数是K层电子数的4倍，故D错误。
2．原子是化学变化中的最小微粒。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( D )
A．质子数
B．中子数
C．质量数
D．电子数
解析：在化学变化过程中，原子中的质子数、中子数不变，所以质量数不变，原子变成阳离子，核外电子数减少，原子变成阴离子，核外电子数增多，故选D。
3．结构决定性质，性质体现结构，这是化学乃至自然科学的基本规律之一。下列粒子结构示意图中，表示具有稳定结构的原子是( B )
解析：为阳离子，和都为原子，为阴离子，电子层为一层时2电子为稳定结构，多电子层时，最外层8e－为稳定结构，故选B。
4．粒子结构示意图是表示原子核电荷数和电子层排布的图示形式。根据粒子结构示意图：，，，下列判断正确的是( C )
A．它们都带有电荷
B．它们原子的核外电子数相同
C．它们都具有稳定结构
D．它们表示同一种元素
解析：中质子数比电子数少2个，是阴离子，中质子数与电子数相等，是原子，中质子数比电子数多2个是阳离子，A、B错误；质子数相同的简单微粒是同种元素，D错误；它们都达到最外层8电子稳定结构，C正确。
课堂素能探究
知识点
核外电子的分层排布
问题探究：洋葱是我们非常熟悉的一种蔬菜，洋葱切开后，我们会看到里面一层一层地呈现，电子层模型就类似于切开的洋葱。请思考：
(1)原子核周围是否真实存在这样的壳层？
(2)电子在原子核外是否沿固定轨迹做高速旋转？
探究提示：1.电子层不是真实存在的，是科学家为了表达形象，根据电子经常出现的区域而设想的结构模型。
2．电子在某一区域内做无规则运动。
知识归纳总结：
1．原子核外电子排布规律及其之间的关系
2．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的电子变为离子时，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。
如
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。
如
典例 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( D )
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
解析：A原子的M层比B原子的M层少3个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，说明A、B为第二、第三周期元素；L层最多排8个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，说明B原子的L层有8个电子，A原子的L层有4个电子，故A是碳原子；A原子的M层比B原子的M层少3个电子，故B为铝原子。
〔变式训练〕下列各原子结构示意图中所表示的核外电子排布正确的是( C )
解析：据核外电子排布规律A项应为，B项应为，D项应为，所以选C。
名师博客呈现
1～20号元素原子核外电子排布特征
1．最外层电子数为1的原子有H、Li、Na、K。
2．最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg、Ca。
3．原子最外层电子数与次外层电子数存在倍数关系：
(1)最外层电子数与次外层电子数相等的原子有Be、Ar。
(2)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。
(3)最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。
(4)最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne。
(5)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。
4．原子最外层电子数与其他相关数的关系：
(1)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。
(2)电子层数与最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。
(3)电子层数是最外层电子数2倍的原子有Li、Ca。
(4)电子层数是最外层电子数3倍的原子是Na。
(5)最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。
(6)最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
〔即时训练〕
(1)当M层有电子时，K、L层是否一定充满电子？当N层有电子时，M层是否充满电子？
(2)M电子层最多容纳18个电子，钙原子的核外电子排布不是而是，请说明理由。
解析：(1)当M层有电子时，K、L层一定充满电子，当N层有电子时，M层不一定充满。
(2)若钙原子的M层排10个电子，此时M层就成为最外层，这和电子排布规律中的“最外层上排布的电子数不能超过8个”相矛盾，不符合电子排布的规律，即M层不是最外层时最多排18个电子，而它作为最外层时最多只能排8个电子。
课堂达标验收
1．A元素的原子最外层电子数是a，次外层电子数是b；B元素的原子M层电子数是(a－b)，L层电子数是(a＋b)，则A、B两元素形成化合物的化学式最可能表示为( B )
A．B3A2
B．BA2
C．A3B2
D．AB2
解析：因为B的L层电子数为(a＋b)且有M层，所以a＋b＝8，又因A原子最外层电子数为a，次外层电子数为b，且满足a＋b＝8，所以A原子有两个电子层，且K层为2个电子，L层为6个电子，所以a＝6，b＝2。进而推知B的各电子层上的电子数分别为2、8、4。即A为O，B为Si。A、B两元素形成化合物的化学式最可能为SiO2。
2．A、B、C三种元素的原子序数依次为a、b、c，它们的离子An＋、Bn－、Cm－具有相同的电子层结构，且n>m，则下列关系正确的是( B )
A．a>b>c
B．a>c>b
C．a＝b＋m＋n
D．a＝c－n－m
3．短周期元素中，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 )
A．C>D>B>A
B．D>B>A>C
C．A>D>C>B
D．B>A>C>D
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，且D元素原子最外层有1个电子，D为Na，原子序数为11；故原子序数：C>D>B>A。
4．
由德、法、美、英及波兰等多国科学家组成的科研小组，通过粒子加速器进行了一周的实验，获得了6个非常罕见的铁(26号元素)原子，该铁原子的质量数为45，接着，科学家又使用特制的测量仪器观测到，这6个原子中有4个发生了衰变，这一实验证实了曾经预言的双质子衰变方式，即有一个原子同时变出两个质子的衰变方式。
(1)该铁原子的核内中子数为__19__，该原子的核外电子数为__26__。
(2)该铁原子的衰变是化学变化吗？说明理由。
__不是。化学变化中原子种类不变，即原子所含质子数不变，衰变时质子数减少，故衰变不属于化学变化。__
解析：(1)铁元素为26号元素，中子数＝质量数－质子数＝45－26＝19，核外电子数＝质子数＝26。
(2)化学变化中原子种类不变，即原子所含质子数不变，衰变时质子数减少，故衰变不属于化学变化。
5．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
__硅__
____
B元素原子最外层电子数是次外层电子数的1．5倍
__硼__
____
C元素＋1价离子C＋的电子层排布与Ne相同
__钠__
____
D元素原子次外层电子数是最外层电子数的
__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。
6．如图所示为原子核外电子运动的三维立体图：
图中所有电子均已画出。
(1)该图所描述的是哪种元素的原子？
__该原子共8个电子，故属于氧元素。__
(2)请用另一种形式表示该元素原子的电子排布。
____
PAGE
-
10
-第2课时 元素周期表 核素
学习目标
核心素养
1．结合原子结构示意图，归纳出元素周期表的编排原则及结构，根据原子序数确定元素在周期表中的位置。2．阅读元素周期表的发展。3．熟悉X中各微粒数间的关系，比较元素、核素、同位素异同。
1．通过对“元素周期表”的学习，培养证据推理和模型认知能力。2．通过对“周期表的发展”的了解，增强科学探究精神和社会责任感。3．通过对“X”的学习，培养宏观辨识和微观探析能力。
新课情境呈现
1869年以前，科学家已经陆续发现了63种元素，这些元素之间似乎没有任何联系，好像互不相干。
俄国科学家门捷列夫(Dmitry
Ivanovich
Mendeleev,1834～1907)在前人工作的基础上，对元素及其性质进行了系统的研究，他将当时已知的63种元素依据相对原子质量大小规律进行排列，制成的表格成为现代元素周期表的雏形。利用周期表，门捷列夫成功预测了当时尚未发现的元素(镓、钪、锗)。
1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序数越大，X射线的频率就越高，因此他认为原子核的正电荷数决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷数(即质子数)排列，经过多年修订后才成为当代的元素周期表。
随着人们对元素地进一步认识，元素周期表得到了完善，现在元素周期表已经成为人们研究化学、研究物质的一个必备的工具。
在化学学科领域中使用的元素周期表提供的信息更突出了元素的原子结构信息。
让我们走进教材，充分认识元素周期表和核素。
课前素能奠基
知识回顾
1．元素是指原子核内__质子数(核电荷数)__相同的一类原子的总称。
2．原子一般由__质子__、__中子__和__核外电子__构成，其中__质子__数等于__核外电子__数。
3．碳原子、氯原子中的质子数分别为__6__、__17__，Na＋、Cl－中的电子数分别为__10__、__18__。
4．金刚石和石墨、O2和O3互为__同素异形体__。
新知预习
一、元素周期表的编排原则
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的编号。
(2)原子序数与原子结构的关系：
原子序数＝核电荷数＝__质子数__＝__原子核外电子数__。
二、元素周期表的结构
1．编排原则
―→
|
―→
2．元素周期表的结构
3．常见族的别称
族
别名
第ⅠA族(除氢外)
碱金属元素
第ⅦA
卤族元素
0族
稀有气体元素
4．元素周期表中的方格中的符号的意义
三、核素
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。如12C、13C、14C就是碳元素的三种不同核素。
2．同位素
(1)定义：__质子数__相同而__中子数__不同的同一元素的不同原子互称为同位素。即同一元素的不同核素互称为同位素，如H、H和H三种核素均是氢元素的同位素。
(2)实例——氢元素的同位素：1H、2H、3H
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__
(3)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__，即各种同位素所占的__原子个数百分比__是相同的。
(4)同位素的用途
①C在考古工作中用于测定文物的年代。
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。
点拨：①H原子中不含中子。
②核素的种类由质子数、中子数共同决定。
预习自测
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)每一周期的最外层电子均是由1个至8个电子( × )
(2)同周期中元素电子层数一定相同( √ )
(3)同族元素的最外层电子数一定等于族序数( × )
(4)零族元素的最外层电子数均为8( × )
(5)每一纵行一定为一族( × )
(6)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( × )
2．元素在周期表中的位置取决于( A )
A．元素的核电荷数
B．元素的化合价
C．元素原子的电子层数
D．元素原子的最外层电子数
解析：由核电荷数和核外电子排布规律能写出原子结构示意图，由示意图推知电子层数＝周期数、最外层电子数＝主族序数，故选A。
3．下表符号中“2”的含义正确的一组是( B )
H
2He
2Cl
Ca2＋
A
质量数
中子数
质子数
电荷数
B
质量数
质子数
原子个数
电荷数
C
质子数
中子数
原子个数
电子数
D
质量数
质子数
中子数
电荷数
解析：H中的2代表质量数，2He中的2代表质子数，2Cl中的2代表原子个数，Ca2＋中的2代表电荷数，故选B。
4.Ne是最早发现的氖元素的稳定同位素，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( B )
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
解析：Ne和Ne是同位素原子，不是同素异形体，A错；Ne和Ne是同种元素的不同原子，属不同核素，B正确；Ne和Ne的化学性质相同，物理性质不同，C错；Ne转变为Ne为原子核内变化，不是化学变化，D错。
5．15号元素P在周期表中的位置为( D )
A．第二周期第ⅤA族
B．第二周期第ⅥA族
C．第三周期第ⅥA族
D．第三周期第ⅤA族
解析：画出15号元素的原子结构示意图，即可确定P元素在周期表中的位置为第三周期第ⅤA族。
6．下列各表为周期表的一部分(表中数字代表元素的原子序数)，其中正确的是( D )
解析：A项中2号元素应该位于周期表的最后一列，错误；B项中2号、3号、4号不应该在同一周期，因为第一周期只有两种元素H和He，错误；C项中6号、12号和24号元素不应在同一主族，因为相邻周期同主族元素的原子序数之差只可能为2、8、18、32，不存在相差6或12的情况，错误；D项完全符合元素周期表的排列规则。
课堂素能探究
知识点?
元素周期表的结构及简单应用
问题探究：1869年，俄国化学家门捷列夫给元素设计并建造了个新家——元素周期表，具有相同电子层数的元素被分在了同一个楼层上(同周期)，具有相似性质的一个家族(同族)的元素分在了同一个单元。你瞧，元素们正在忙忙碌碌、高高兴兴地搬进新家呢！
(1)形成化合物的种类最多的元素是哪一族？
(2)Fe最外层有2个电子，一定位于第ⅡA族吗？
探究提示：1.第ⅣA族。第ⅣA族中的碳元素形成的化合物的种类最多。
2．第ⅡA族的元素最外层一定有2个电子，但最外层有2个电子的元素不一定位于第ⅡA族。Fe属于过渡元素。
知识归纳总结：
1．强化记忆元素周期表的结构
(1)记忆口诀
横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七已排满。纵列称为族，共有十六族，一八依次现，一零再一遍。一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
(2)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)。
(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。
2．元素周期表的简单应用——元素推断
(1)利用元素的位置与原子结构的关系推断。
本方法常用于确定原子序数小于18的元素。
①应用关系。
等式一：周期序数＝电子层数
等式二：主族序数＝最外层电子数
等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
②实例。
(ⅰ)X元素是第二周期第ⅠA族元素，则该元素原子有两个电子层，最外层电子数是1，即为锂元素。
(ⅱ)Y元素的原子序数是15，则该元素的原子结构示意图是，其在周期表中的位置是第三周期第ⅤA族。
(2)利用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
周期数是族序数的2倍
Li
周期数是族序数的3倍
Na
(3)利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断具有相同电子层结构的离子，如aX(n＋1)＋、bYn＋、cZ(n＋1)－、dMn－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为
…
cZ
dM
bY
aX
…
则它们的原子序数关系为：a>b>d>c。
3．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ⅢA～ⅦA族。
③若差为其他数，则由相应差数找出相应的族。
点拨：同周期相邻Ⅱ、Ⅲ主族元素的原子序数相差1、11或25。在第2、3周期中第ⅡA族、第ⅢA族元素的原子序数差1，在第4、5周期中因第ⅡA族、第ⅢA族间存在10种过渡元素，故元素的原子序数差11；第6、7周期中因第ⅡA族、第ⅢA族间的过渡元素中存在镧系、锕系，故元素的原子序数差25。
典例1 2019年是元素周期表诞生150周年。关于元素周期表，下列叙述中不正确的是( C )
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族和Ⅷ族
C．过渡元素全部是副族元素
D．主族都是由短周期元素和长周期元素共同组成
解析：根据元素周期表的结构知共有18列，16族，故A正确；周期表中的族分为7主族、7副族、0族和Ⅷ族，故B正确；过渡元素是副族和Ⅷ族元素，故C错误；主族都是由短周期元素和长周期元素共同组成的，故D正确。
〔变式训练1〕
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( C )
A．Be、Na、Al
B．B、Mg、Si
C．O、P、Cl
D．C、Al、P
解析：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。
知识点二
原子结构与微粒数目间的关系“四同”概念比较
问题探究：
1．质子数相同而中子数不同的微粒一定是同位素吗？
2．同位素在周期表中位于同一位置，那么在周期表中位于同一位置的元素一定为同位素吗？
探究提示：1.不一定，如Ne和H2O中质子数相同，中子数不同，但二者不是同位素。
2．不一定。因为同位素的质子数(原子序数)相同，所以在周期表中位于同一位置；但在周期表中位于同一位置的镧系和锕系元素，因其质子数不同，不属于同种元素，不属于同位素。
知识归纳总结：
1．原子的构成微粒及作用
2．原子的构成微粒间的数目关系
(1)电中性原子
(2)带电原子——离子的电子数目计算
3．微粒的符号表示
质量数质子数元素化合价离子所带电荷数原子个数
4．元素、核素、同位素和同素异形体的区别和联系：
(1)区别
名称内容项目
元素
核素
同位素
同素异形体
本质
质子数相同的一类原子
质子数、中子数都一定的原子
质子数相同、中子数不同的核素
同种元素形成的不同单质
范畴
同类原子
原子
原子
单质
特性
只有种类，没有个数
化学反应中的最小微粒
化学性质几乎完全相同
元素相同、性质不同
决定因素
质子数
质子数、中子数
质子数、中子数
组成元素、结构
举例
H、C、O三种元素
H、H、H三种核素
H、H、H互称同位素
O2与O3互为同素异形体
(2)联系
2．同位素的“六同三不同”
←――→
点拨：同位素、同素异形体的判断和理解
(1)同种元素可以有多种不同的核素，即可存在不同的原子，所以元素的种类数远小于原子的种类数。
(2)1H2、1HD是由氢元素的不同同位素形成的氢气单质，既不属于同位素，也不属于同素异形体。
(3)判断某微粒是同位素还是同素异形体，关键是要确定微粒的类别。只有原子才可能是同位素，单质才可能是同素异形体。
典例2 核素是具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。下列说法错误的是( B )
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
解析：A项中的四种微粒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也互为同位素，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。
〔变式训练2〕用X表示原子：
(1)中性原子的中子数N＝__A－Z__。
(2)AXn＋共有x个电子，则该阳离子的中子数N＝__A－x－n__。
(3)AXn－共有x个电子，则该阴离子的中子数N＝__A－x＋n__。
(4)12C16O2分子中的中子数N＝__22__。
(5)A2－原子核内有x个中子，其质量数为m，则n
g
A2－所含电子的物质的量为__
mol__。
解析：(1)根据“质子数＋中子数＝质量数”的关系，得N＝A－Z。(2)AXn＋共有x个电子，中性原子X的电子数为x＋n，则N＝A－x－n。(3)AX
n－共有x个电子，中性原子X的电子数为x－n，则N＝A－x＋n。(4)12C16O2分子中的中子数为6＋8＋8＝22。(5)A2－所含电子数为m－x＋2，则n
g
A2－所含电子的物质的量为
mol。
名师博客呈现
元素周期表小结：
(1)元素所在周期序数＝原子的电子层数；元素所在主族序数＝原子的最外层电子数。
(2)族包括四种类型：主族、副族、0族和第Ⅷ族。主族元素在族序数后面加字母A，如第ⅠA族；副族元素在族序数后面加字母B，如第ⅡB族。
(3)元素在周期表中的位置包括所在周期和族，二者缺一不可，如硫元素在元素周期表中位于第三周期第ⅥA族。
(4)稀有气体的原子最外层达到8电子(He为2)稳定状态，化学性质相对稳定，通常很难与其他物质发生化学反应，把它们的化合价定为0，因而叫做0族。
(5)元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族，其中包括了第Ⅷ族，共10个纵列，全部是金属元素，统称为过渡元素。
(6)为了使元素周期表的结构美观，分别将第六、七周期的各15种元素统称为镧系元素(57～71号)、锕系元素(89～103号)，镧系元素和锕系元素各占一格，并在元素周期表的下方单独列出。
(7)有些族的元素存在别称，如除氢外的第ⅠA族：碱金属元素；第ⅦA族：卤族元素；0族：稀有气体元素。
〔即时训练〕
2018年9月27日，中国化学会发布IUPAC化学元素周期表(中文版)。如图是元素周期表的一部分，已知两块阴影中间的3列属于同一族。有关阴影部分的元素，下列说法正
确的是( B )
A．都是主族元素
B．都是副族元素
C．有5种副族元素和2种主族元素
D．有5种主族元素和2种副族元素
解析：阴影部分在ⅡA与ⅢA族之间，被第Ⅷ族隔开，为副族元素，故B正确。
课堂达标验收
1．为了庆祝元素周期表诞生150周年，联合国宣布将2019年定为国际化学元素周期表年。下列关于元素周期表的叙述正确的是( C )
A．在元素周期表中共有18个纵行，18个族
B．同族元素的最外层电子数一定相同
C．同周期元素的电子层数相同
D．每一周期的元素都是从碱金属元素开始，以稀有气体元素结束
解析：元素周期表中有18个纵行，16个族，A错；He最外层有2个电子，其余0族元素最外层的8个电子，B错；周期数一定等于电子层数，C正确；第一周期元素从氢元素开始，D错。
2．如果n为第ⅡA族中某元素的原子序数，则原子序数为(n＋1)的元素可能位于( A )
A．ⅢA或ⅢB
B．ⅣA
C．ⅠB
D．ⅠA
解析：在元素周期表中，第2、3周期中第ⅡA族与第ⅢA族元素原子序数相差1，在第4、5、6、7周期中，第ⅡA族与第ⅢB族相邻，故原子序数为(n＋1)的元素位于第ⅢA或ⅢB族，A正确。
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( C )
A．R
B．R
C．R
D．R
解析：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．诺贝尔化学奖得主Gerhard
Ertl对金属Pt表面催化CO氧化反应的模型进行了深入研究。下列关于Pt和Pt的说法正确的是( A )
A．Pt和Pt的质子数相同，互称为同位素
B．Pt和Pt的中子数相同，互称为同位素
C．Pt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素
D．Pt和Pt的质量数不同，不能互称为同位素
解析：根据同位素定义“质子数相同，中子数不同的核素称为同位素”判断，A项正确，B、D项错；Pt和Pt是铂元素的不同种核素，C项错。
5．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，中文名则定为“钅尔”，读作nǐ。
下列有关此三种元素的叙述正确的是( B )
A．115号元素在第六周期
B．113号元素在第七周期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
解析：115号元素在第七周期第ⅤA族，A错；113号元素在第七周期第ⅢA族，B正确；115号和113号均为金属元素，C错；镅元素为95号元素，在第七周期与115号元素同周期，D错。
6．Ⅰ.在一百多年前，铝被称为“银色的金子”，比黄金还要贵。法国皇帝拿破仑三世为了显示其阔绰，将他的军旗旄头上的银鹰换成了铝鹰，逢盛大国宴，他拿出珍藏的铝质餐具，在宾客面前炫耀一番，就像国宝一样。俄国化学家门捷列夫，当他闻名世界的时候，曾经接受过英国化学学会的崇高奖赏——一只貌似平凡的铝杯。
(1)请指出铝元素在周期表中的位置__第三周期第ⅢA族__。
(2)在元素周期表中各个信息都表示什么意义。
信息
信息所表示的意义
Al
__铝的元素符号__
铝
__元素名称__
13
__原子序数__
26.98
__相对原子质量__
Ⅱ.推算原子序数为34、53、88的元素在周期表中的位置。
原子序数
34
53
88
周期
__四__
__五__
__七__
族
__ⅥA__
__ⅦA__
__ⅡA__
解析：Ⅰ.铝的原子序数为13，有3个电子层，最外层电子数为3，位于第三周期第ⅢA族；Ⅱ.34号元素比Kr(36)少2个电子，共有4个电子层，最外层电子数为6，位于第四周期第ⅥA族；53号元素比Xe(54)少1个电子，共有5个电子层，最外层电子数为7，位于第五周期第ⅦA族；88号元素比Rn(86)多2个电子，共有7个电子层，最外层电子数为2，位于第七周期第ⅡA族。
PAGE
-
14
-第3课时 原子结构与元素的性质
学习目标
核心素养
1．通过教材表格中的原子结构信息，知道碱金属元素、卤族元素的原子结构及特点。2．认识碱金属、卤族元素两典型金属与非金属元素族在化学性质的相似性及递变性。3．学会根据原子结构的特点，推测元素的化学性质，掌握结构与性质的内在联系。
通过对“原子结构与元素性质”的学习，培养宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知、实验探究与创新意识等方面的能力。
新课情境呈现
人体中的化学元素
我们人体是一个有机体，主要是由碳、氢、氧元素组成的，除此之外，在人体组织和体液中含有很多其他的元素，某些元素在人体中的含量虽然不高，但却都是人体中不能缺少的元素。
你知道人体中所含的各元素的原子结构吗？它们具有什么样的性质呢？
课前素能奠基
知识回顾
1．碱金属元素包括__Li、Na、K、Rb、Cs__(填写元素符号)等元素，它们都处于元素周期表中第__ⅠA__族；卤族元素包括__F、Cl、Br、I__(填写元素符号)等元素，它们都处于元素周期表中第__ⅦA__族。
2．钠与水反应的离子方程式为__2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑__。钠与氧气在常温和加热条件下反应得到的产物分别为__Na2O__、__Na2O2__。
3．氯气与氢气反应的条件是__点燃或光照__。
新知预习
一、元素的性质
1．金属性
金属元素的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__。即元素的金属性是指元素的原子所具有的__失去电子__的能力。
2．非金属性
非金属元素的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__。即元素的非金属性是指元素的原子所具有的__得到电子__的能力。
二、碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构
元素名称
__锂__
__钠__
__钾__
__铷__
__铯__
元素符号
__Li__
__Na__
__K__
__Rb__
__Cs__
原子结构示意图
____
____
__
原子半径/nm
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
结论
(1)碱金属元素的原子最外层电子数都是__1__。(2)碱金属元素的原子随核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐__增多__，原子半径逐渐__增大__。
2．碱金属单质的化学性质
(1)钠、钾与氧气反应比较
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，钾燃烧更剧烈。
②反应方程式：2Na＋O2Na2O2、K＋O2KO2。
③实验结论：金属的活泼性：K__>__Na。
(2)钠、钾与水反应的比较
碱金属单质
钠
钾
实验操作
实验现象
相同点
__金属浮在水面上__；熔成闪亮的小球；小球四处游动；发出嘶嘶的响声；反应后的溶液呈红色
不同点
__钾与水的反应有轻微爆炸声并着火燃烧__
碱金属单质
钠
钾
实验原理
__2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑__
__2K＋2H2O===2KOH＋H2↑__
实验结论
与水反应剧烈程度：K__>__Na；金属的活泼性：K__>__Na。
3．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
三、卤族元素
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．卤素的原子结构特点
相同点
①卤族元素位于周期表第__ⅦA__族；②最外层上都有__7__个电子。
递变性
从F→I核电荷数依次__增大__，电子层数依次__增多__，原子半径依次__增大__。
3.卤素单质的化学性质
(1)卤素单质与氢气反应
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
__H2＋I22HI__
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
Cl2→I2氧化性逐渐__减弱__，相应的卤素离子还原性逐渐__增强__
四、同主族元素的性质与原子结构的关系
预习自测
1．下列有关碱金属的说法不正确的是( B )
A．均为ⅠA族元素，最外层均有1个电子
B．单质的还原性：Li>Na>K>Rb>Cs
C．单质的熔、沸点逐渐降低
D．由Li到Cs，核电荷数依次增加，电子层数、原子半径依次增大
解析：主族元素族序数等于最外层电子数，A正确；Li→Na→K→Rb→Cs原子半径依次增大，失电子能力增强，还原性增强，B错；Li→Na→K→Rb→Cs原子半径依次增大，原子间作用力逐渐减小，熔沸点逐渐降低，C正确；由Li到Cs核电荷数依次增加，电子层数、原子半径依次增大，D正确。
2．下列有关卤素单质的说法正确的是( C )
A．从F2到I2，单质密度逐渐减小
B．从F2到I2，单质氧化性增强
C．H2与F2不能共存
D．碘与铁反应时生成FeI3
解析：常温下，F2为气体，Cl2为气体，Br2为液体，I2为固体，单质密度逐渐增大，A错；从F到I原子半径增大，得电子能力减弱，单质的氧化性减弱，B错；H2与F2混合迅速爆炸，不共存，C正确；碘与铁生成FeI2，D错。
3．依据下列说法来判断相应元素的金属性、非金属性强弱，不合理的是( D )
A．卤素单质Cl2、Br2、I2的氧化性强弱
B．气态氢化物NH3、H2O、HF的稳定性
C．碱金属单质Li、Na、K与水反应的剧烈程度
D．1
mol
Na、Mg、Al分别与足量盐酸反应时失去电子数的多少
解析：卤族元素中，单质的氧化性越弱，对应元素的非金属性越弱，A合理；气态氢化物稳定性越强，对应元素的非金属性越强，B合理；碱金属单质与H2O反应越剧烈，失电子能力越强，金属性越强，C合理；金属性强弱与得失电子多少没有必然关系，D不合理。
4．X、Y是元素周期表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( C )
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
解析：同一主族中，原子序数越大，电子层数越多，非金属性越弱，A错；由于非金属性X>Y，则X的单质能将NaY转化成Y的单质，B错；非金属性越强，与氢气化合越容易，C正确；卤族元素中，原子序数越大，HX的水溶液酸性越强，则X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性弱，D错。
5．下列关于碱金属元素和卤素的说法中错误的是( D )
A．随核电荷数的增加，碱金属元素和卤素的原子半径都逐渐增大
B．碱金属元素中，锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子得电子能力最强
C．钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈
D．溴单质与水的反应比氯单质与水的反应更剧烈
解析：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，金属族失电子能力增强，与水反应越来越强，非金属族得电子能力减弱，与H2O反应越来越难，D项错误，A、B、C正确。
6．碱金属是典型的活泼金属，其根本原因是( C )
A．碱金属单质的密度小，熔点和沸点低
B．碱金属在常温下易被氧化
C．碱金属原子最外电子层上都只有1个电子，容易失去
D．碱金属原子的核电荷数比较小
解析：结构决定性质，碱金属元素的原子最外层都只有一个电子，易失去，表现出较活泼的金属性，C项正确。
课堂素能探究
知识点?
碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性
问题探究：
1．Li、Na、K在空气中燃烧分别生成Li2O、Na2O2、KO2(超氧化钾)说明什么问题？如何保存单质钾？
2．请结合碱金属元素的原子结构的递变性探究其单质化学性质的递变性。
探究提示：1.说明Li、Na、K活动性依次增强；保存钾时保存在煤油中，以避免与空气中的O2、H2O反应。
2．碱金属元素原子的最外层电子数都相等，但从Li到Cs，随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱；失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
知识归纳总结：
1．相似性
—
——
2．递变性
具体情况如下(按从Li→Cs的顺序)：
(1)与氧气、与水反应的剧烈程度逐渐增强。
①与O2反应越来越剧烈，产物也更加复杂，Li只生成Li2O，Na能生成Na2O和Na2O2，K则能生成K2O、K2O2、KO2等。
②与水反应越来越剧烈，K能发生轻微爆炸，Rb、Cs遇水则发生剧烈爆炸。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，即碱性：LiOH
点拨：Na、K与盐溶液的反应
Na、K投入盐溶液中时，不是从溶液中置换出相对不活泼的金属，而是先与水发生反应：2R＋2H2O===2ROH＋H2↑，然后生成的碱再与盐发生复分解反应(若不满足发生复分解反应的条件，只发生第一步反应)。
典例1 下列说法中正确的是( B )
A．碱性：LiOH>NaOH>KOH>RbOH
B．金属性：Rb>K>Na>Li
C．Fe、Na分别和稀盐酸反应时，每个铁原子失去2个电子，每个钠原子失去1个电子，所以Fe的金属活动性强于Na
D．Rb不易与水反应放出H2
解析：因为金属性Li〔变式训练1〕下列有关第ⅠA族元素性质的递变规律不正确的是( D )
A．Na、K、Rb、Cs单质的失电子能力依次增强
B．Na、K、Rb、Cs的原子半径依次增大
C．NaOH、KOH、RbOH、CsOH碱性依次增强
D．Na、K、Rb、Cs最外层电子数依次增多
解析：第ⅠA族元素由Na到Cs原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，最高价氧化物的水化物的碱性逐渐增强，最外层电子数都是1，A、B、C正确，D不正确。
知识点二
卤族元素性质的相似性和递变性
问题探究：
1．由F、Cl、Br、I的原子结构推测它们得失电子能力大小。
2．根据卤族元素的性质分析，将F2通入NaCl溶液中得到什么气体？
探究提示：1.它们最外层都有7个电子，都易得一个电子达到稳定结构，但它们的原子半径依次增大，得电子能力逐渐减弱。
2．F2的氧化性强于Cl2，但由于F2易与H2O反应：2F2＋2H2O===4HF＋O2，故F2通入NaCl溶液中得到O2而不是Cl2。
知识归纳总结：
1．相似性：
→
2．递变性：
具体情况如下：
(1)与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，氢化物还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即：
稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI；
还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI；
酸性：HF＜HCl＜HBr＜HI。
(2)最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4＞HBrO4＞HIO4。
点拨：卤素单质性质中的特殊情况
(1)F2能与水反应，反应方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2。因此，F2不能从溶液中置换出其他卤素单质。
(2)通常情况下，氟没有正价，所以氟没有含氧酸。
(3)溶解性：通常情况下，除F2外，卤素单质在水中的溶解度都不大，但是均易溶于有机溶剂。
(4)卤素单质都有毒，液溴易挥发，保存时常用水密封。
(5)溴单质在常温下是唯一一种液态非金属单质。
(6)碘为紫色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。
(7)氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。
典例2 1826年，法国的一位青年波拉德把海藻烧成灰，用热水浸取，再往里通氯气，这时，就得到紫黑色的固体——碘晶体。他发现在提取后的母液底部，总沉着一层深褐色的液体，这液体具有刺鼻的臭味。详细地进行研究后证明，这深褐色的液体，是一种人们还未发现的新元素。科学家把这种新元素称为“溴”。德国著名的化学家李比希也做过和波拉德相似的实验，看到过这一奇怪的现象，所不同的是，李比希没有深入地钻研下去，只凭空地断定这深褐色的液体只不过是氯化碘(ICl)——通氯气时，氯和碘形成的化合物。因此，他只是往瓶子上贴了一张“氯化碘”的标签就完了，从而与溴元素失之交臂，没有发现这一新的元素。
(1)写出波拉德获得溴、碘单质的离子方程式。
__Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－，Cl2＋2I－===I2＋2Cl－__
(2)比较Cl－、Br－、I－的还原性强弱，并从原子结构角度解释原因。
__Cl－、Br－、I－的还原性：Cl－〔变式训练2〕下列说法正确的是( D )
A．氟、氯、溴原子的最外层电子数都是7，次外层电子数都是8
B．从HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实，推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律
C．酸性：HFO4>HClO4>HBrO4>HIO4
D．砹是原子序数最大的卤族元素，根据卤素性质的相似性，砹微溶于水，易溶于CCl4
解析：F的次外层电子数为2，Br的次外层电子数为18，A项错误；元素的非金属性强弱可以根据其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱比较，不能根据氢化物的酸性强弱比较，B项错误；F无正化合价，不能形成HFO4，C错误；由碘微溶于水，易溶于四氯化碳可推知，砹微溶于水，易溶于CCl4，D正确。
名师博客呈现
解答同主族元素原子结构和性质递变规律类题的常见思路
〔即时训练〕
可能存在的第119号未知元素，有人称为“类钫”。根据周期表结构及元素性质变化趋势，下列有关“类钫”的预测中错误的是( A )
A．单质有较高的熔点
B．“类钫”在化合物中呈＋1价
C．“类钫”具有放射性
D．“类钫”单质的密度大于1
g·cm－3
解析：“类钫”在周期表中处于碱金属元素的最下方，碱金属元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子间作用力逐渐减小，单质的熔、沸点逐渐降低，A错误。
课堂达标验收
1．锂(Li)是一种银白色的金属元素，质软，是密度最小的金属。用于原子反应堆、制轻合金及电池等，锂电池或锂离子电池备受人们推崇。
锂(Li)不可能具有的性质是( D )
A．锂在空气中燃烧只会生成氧化锂
B．锂很软，用小刀可以切割
C．锂的熔点比金属铯高
D．金属锂可以保存在煤油或液体石蜡中
解析：锂较其他碱金属活泼性差，燃烧生成氧化锂，A正确；碱金属都很软，可用小刀切割，B正确；碱金属由Li到Cs熔点逐渐降低，C正确；金属锂的密度比煤油的小，所以不能保存在煤油中，D不正确。
2．下列关于卤素(从F→I)的说法正确的是( A )
A．单质的颜色逐渐加深
B．气态氢化物的稳定性逐渐增强
C．从F到I，原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，原子的得电子能力依次增强
D．卤素单质与水反应，均发生自身氧化还原反应
解析：单质颜色F2(浅黄绿色)、Cl2(黄绿色)、Br2(橙红色)、I2(紫黑色)，A正确；稳定性：HF>HCl>HBr>HI，B错；得电子能力：F>Cl>Br>I，C错；2F2＋2H2O===4HF＋O2↑，D错误。
3．F、Cl和Br都是第ⅦA族元素，关于这三种元素原子的说法正确的是( B )
A．原子半径：F>Cl>Br
B．最外层电子数都相同
C．核外电子层数都相同
D．最外层电子数都不相同
解析：F、Cl和Br都是第ⅦA族元素，最外层电子数都是7，原子核外电子层分别是2、3、4层，同主族元素从上至下原子半径逐渐增大，只有B正确。
4．向含有NaBr和KI的混合溶液中通入过量Cl2，充分反应后将溶液蒸干并灼烧所得物质，最后剩余的固体是( D )
A．NaCl和KI
B．NaCl、KCl、I2
C．KCl和NaBr
D．KCl和NaCl
解析：向含有NaBr、KI的混合溶液中通入过量的Cl2充分反应，发生：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2，加热时Br2易挥发，I2易升华，最后剩余固体为KCl和NaCl，故选D。
5．借助碱金属和卤族元素的递变性分析下面的推断，其中正确的是( D )
A．已知Ca是第四周期ⅡA族的元素，故Ca(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性弱
B．已知As是第四周期ⅤA族的元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性强
C．已知Cs的原子半径比Na的原子半径大，故Cs与水反应不如Na与水反应剧烈
D．已知Cl的核电荷数比F的核电荷数多，故Cl的原子半径比F的原子半径大
解析：由碱金属元素和卤族元素的递变性可知，同主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减，最高价氧化物对
应的水化物碱性增强，金属活动性增强，非金属气态氢化物稳定性减弱，A、B、C错误；同主族元素随核电荷数增大，原子半径递增，D正确。
6．最新报道，我国科学家通过与多个国家进行科技合作，成功研制出铯(Cs)原子喷泉钟，使我国时间频率基准的精度从30万年不差1秒提高到600万年不差1秒，标志着我国时间频率基准研究进入世界先进行列。
已知铯位于元素周期表中第六周期第ⅠA族，根据铯在元素周期表中的位置，推断下列内容：
(1)铯的原子核外共有__6__层电子，最外层电子数为__1__，铯的原子序数为__55__。
(2)铯单质与水剧烈反应，放出__无__色气体，同时使紫色石蕊试液显__蓝__色，因为__2Cs＋2H2O===2CsOH＋H2↑__(写出化学方程式)。
(3)预测铯单质的还原性比钠单质的还原性__强__(填“弱”或“强”)。
解析：根据原子核外电子排布规律，结合铯在元素周期表中的位置知：铯原子核外电子分六层排布，分别是2、8、18、18、8、1，原子序数是55，最外层只有1个电子。铯与钠同主族，具有极强的金属性。与水反应生成氢气和氢氧化铯：2Cs＋2H2O===2CsOH＋H2↑，氢氧化铯是强碱，使紫色石蕊试液变蓝色。
PAGE
-
13
-第1课时 元素性质的周期性变化规律
学习目标
核心素养
1．认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价、原子半径等性质的周期性变化规律。2．以第三周期元素为例，掌握同周期主族元素金属性和非金属性的递变规律。
1．通过对“同周期元素性质”的学习，培养科学探究和创新意识。2．通过对“元素周期律内容和实质”的学习，建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式。
新课情境呈现
核外电子是处在一定的轨道上绕核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样；核外运行的电子分层排布，按能量高低而距核远近不同。这个模型被称为“玻尔原子模型”。现代物质结构理论在新的实验基础上保留了“玻尔原子模型”合理的部分，并赋予其新的内容。你想知道核外电子是如何排布的吗？请让我们一起走进教材学习元素性质的周期性变化规律。
课前素能奠基
知识回顾
1．元素周期表中，第三周期主族元素的名称是__钠__、__镁__、__铝__、__硅__、__磷__、__硫__、__氯__。
2．元素周期表中的周期数等于该周期元素原子的__电子层数__，主族元素族序数等于原子的__最外层电子数__。同一主族自上而下，金属性逐渐__增强__，非金属性逐渐__减弱__。
3．镁、铝、硫、氯的原子结构示意图分别为：____、____、__
__、__
__。
新知预习
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表：
原子序数
电子层数
最外层电子数
原子半径的变化(稀有气体元素除外)
最高或最低化合价的变化
1～2
1
1～2
＋1→0
3～10
__2__
__1～8__
由__大__到__小__
__＋1__→__＋5____－4__→__－1__→__0__
11～18
__3__
__1～8__
由__大__到__小__
__＋1__→__＋7____－4__→__－1__→__0__
结论
随着原子序数的递增，元素原子的__核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化__
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。
2．两性氢氧化物
(1)概念：既能与强酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。
(2)氢氧化铝的两性
①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：__产生白色沉淀__，反应方程式：__AlCl3＋3NH3·H2O===3NH4Cl＋Al(OH)3↓__。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，现象：__先产生白色沉淀，后白色沉淀溶解__，反应方程式：__AlCl3＋3NaOH===3NaCl＋Al(OH)3↓__、__NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O__。
③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，发生反应的离子方程式：__Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O__。
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
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃
与氢气反应
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
__Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强__
5．同周期元素性质递变规律
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的变化。
2．实质：元素性质的周期性变化是原子的__核外电子排布__的周期性变化的必然结果。
预习自测
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小( × )
(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7( × )
(3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强( × )
(4)Al(OH)3为两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应( × )
(5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀( √ )
(6)元素的氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强( × )
(7)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性( × )
2．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( C )
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
解析：同周期非金属元素从左到右，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强；元素的非金属性逐渐增强，单质的氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱，气态氢化物越来越稳定，所以选C。
3．X、Y、Z三种元素的电子层数相同，它们的最高价氧化物分别为酸性氧化物、碱性氧化物和两性氧化物，则三种元素的原子序数的大小顺序是( C )
A．X＞Y＞Z
B．Y＞Z＞X
C．X＞Z＞Y
D．Z＞X＞Y
解析：由题意知，X、Y、Z三元素处于同周期，X为非金属，原子序数最大，Z的最高价氧化物为两性氧化物，Z的原子序数比Y的大，所以原子序数X＞Z＞Y，选C。
4．根据元素在周期表中的位置判断，下列正确的是( D )
A．金属性：Na＞K
B．非金属性：S＞Cl
C．酸性：H3PO4＞HNO3
D．碱性：KOH＞Mg(OH)2
解析：同主族自上至下金属性逐渐增强，A错误；同周期从左到右非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，B、C错误；由同主族金属性强弱知碱性NaOH5．下列关于元素周期律的叙述正确的是( D )
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．元素的性质随着相对原子质量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都呈周期性变化
解析：第一周期原子最外层电子从1到2，A项错；元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，B项错；第二周期的F无正价，负价从－4到－1出现，C项错；元素性质的周期性变化是由原子结构的周期性变化引起的，则原子核外电子排布、原子半径及元素主要化合价都呈周期性变化，故D正确。
6．门捷列夫对化学这一学科发展的最大贡献在于发现了化学元素周期律。下列事实不能用元素周期律解释的只有( C )
A．碱性：KOH＞Ca(OH)2＞Mg(OH)2
B．稳定性：H2O＞H2S＞H2Se
C．挥发性：HNO3＞H3PO4＞H2SO4
D．原子半径：P＞S＞Cl
解析：酸的挥发性是物质本身的特性，没有规律，所以选C。
课堂素能探究
知识点?
元素周期表中主族元素的周期性变化规律
问题探究：
1．根据P、S、Cl在周期表中位置进行比较
(1)H3PO4、H2SO4、HClO4酸性强弱。
(2)P3－、S2－、Cl－还原性强弱。
2．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。
探究提示：1.(1)非金属性：Cl＞S＞P，酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4。
(2)非金属性：Cl＞S＞P，还原性：P3－＞S2－＞Cl－。
2．元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si知识归纳总结：
内容
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子结构
电子层数
相同
依次增加
最外层电子数
依次增加
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
从＋1→＋7，从－4→－1
相似(最高正价相同)
元素的性质
得电子能力
逐渐增强
逐渐减弱
失电子能力
逐渐减弱
逐渐增强
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
单质
氧化性
逐渐增强
逐渐减弱
还原性
逐渐减弱
逐渐增强
离 子
阳离子氧化性
增 强
减 弱
阴离子还原性
减 弱
增 强
氢化物
稳 定 性
增 强
减 弱
还 原 性
减 弱
增 强
最高价氧化物的水化物
酸 性
增 强
减 弱
碱 性
减 弱
增 强
点拨：(1)主族元素的最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)只有非金属才有负价，且|最低负价数值|＋|最高正价数值|＝8。
(3)比较元素的非金属性，可以通过最高价氧化物对应水化物的酸性比较，而不是氢化物溶液的酸性。例如已知酸性HCl＞H2S，但是不能说明氯的非金属性比硫的强。
典例1 (2017·全国卷Ⅱ)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( B )
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
解析：由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，则a的原子序数应为2或8；c所在周期数与族数相同，则c只能为Al，又由于d与a同族且d的原子序数最大，因此d与a只能为ⅢA族以后的元素，故a的原子序数为8，为O，d为S；则b为Na或Mg。由于b、c、d在第3周期，则原子半径为b＞c＞d，d与a同主族，则原子半径d＞a，故A项错误；同周期从左到右，金属性逐渐减弱，则金属性b＞c，a、d为非金属，金属性较弱，故B正确；c为Al，其氧化物的水化物为氢氧化铝，为两性氢氧化物，不是强碱，故C项错误；d与a属于第ⅥA族，分别为S和O，同一主族的元素非金属性从上到下逐渐减弱，因此a单质的氧化性比d单质的氧化性强，故D错误。
〔变式训练1〕４．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。过去，门捷列夫曾用元素周期律预言未知元素并得到了证实。下列关于元素周期律的叙述中不正确的是( C )
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，单核离子的氧化性依次增强
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应气态氢化物的稳定性依次增强
C．同周期元素的原子半径以第ⅦA族的为最大
D．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
解析：元素周期表中，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，只有C不正确。
知识点二
粒子半径大小的比较
问题探究：
1．根据元素周期表中各元素原子半径的变化规律，比较碳元素和氟元素、氧元素和硫元素的原子半径大小。
2．如何比较电子层结构相同的微粒的半径大小？以O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋为例说明。
探究提示：1.C和F是同周期元素，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径C大于F；O和S为同主族元素，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径S大于O。
2．电子层结构相同时，核外电子数必定相等，其微粒半径随核电荷数的增加而减小，故离子半径：O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。
知识归纳总结：
粒子半径大小比较的“四同”
——
|
——
|
——
|
——
典例2 下列粒子半径大小的比较中，正确的是( B )
A．Na＋B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋
C．NaD．Cs＋＞Rb＋＞Na＋＞K＋
解析：Na＋、Mg2＋、Al3＋、O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，微粒的半径就越小，应是Al3＋规律方法指导：
“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。
〔变式训练2〕下列粒子半径之比小于1的是( A )
A．r(Na＋)/r(Na)
B．r(Cl－)/r(Cl)
C．r(Na)/r(Mg)
D．r(Ca)/r(Mg)
解析：同种元素原子半径大于阳离子半径，原子半径小于阴离子半径，A对，B错；电子层数相同，原子序数越大，半径越小，则＞1，C错；电子层数越多，半径越大，则＞1，D错。
名师博客呈现
常见10电子和18电子微粒总结
(1)10电子微粒：
阳离子
Na＋、Mg2＋、Al3＋、H3O＋、NH
阴离子
F－、O2－、N3－、OH－
分子
Ne、HF、H2O、NH3、CH4
若A、B、C、D均是10电子微粒，它们之间存在如下关系：
，则该反应一般为NH＋OH－NH3↑＋H2O
(2)18电子微粒：
阳离子
K＋、Ca2＋
阴离子
Cl－、S2－、HS－、O
分子
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、F2
〔即时训练〕
下列各组中两种微粒所含电子数不相等的是( D )
A．H3O＋和OH－
B．CO和N2
C．HNO2和NO
D．CH和NH
解析：H3O＋和OH－电子数均为10，CO和N2电子数均为14，HNO2和NO电子数为24；CH中的电子数为8，NH中电子数为10，二者不相等。
课堂达标验收
1．比较下列各组微粒半径，正确的是( A )
①Cl④S2－A．①和③
B．只有②
C．只有③
D．①和④
解析：半径比较：①Cl－＞Cl，Br－＞Cl－，则Br－＞Cl－＞Cl，①对；F－＞Mg2＋＞Al3＋，②错；Ca＞Ca2＋，Ba＞Ca，则Ba＞Ca＞Ca2＋，③对；Se2－＞S2－，Se2－＞Br－，Br－＞S2－，则Se2－＞Br－＞S2－，④错，所以选A。
2．已知铍(Be)的原子序数为4。下列对铍及其化合物的叙述中正确的是( A )
A．铍的原子半径大于硼的原子半径
B．相同条件下，单质铍与酸反应比单质锂与酸反应剧烈
C．氢氧化铍碱性比氢氧化钙的强
D．单质铍跟冷水反应产生氢气
解析：Be、B都位于第二周期，Be的原子序数小，半径大，A正确；Li、Be都位于第二周期，Li金属性强，与酸反应快，B错误；Be、Ca同主族，半径大的氢氧化物碱性强，C错误；Be、Mg同主族，活泼性Mg＞Be，Mg与热水反应，Be与冷水不反应，D错误。
3．随原子序数递增，x、y、z、d、e、f、g、h八种短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图所示。下列说法正确的是( B )
A．x元素在周期表中的位置是第二周期第ⅠA族
B．离子半径：g2－＞h－＞d2－＞e＋＞f3＋
C．最高价氧化物对应水化物的酸性：y＞z
D．气态氢化物的热稳定性：g＞h
解析：由图中化合价知：x是H元素，y是C元素，z是N元素，d是O元素，e是Na元素，f是Al元素，g是S元素，h是Cl元素，x(H)位于第一周期ⅠA族，A错误；离子半径S2－＞Cl－＞O2－＞Na＋＞Al3＋，B正确；酸性HNO3＞H2CO3，C错误；非金属性s4．已知X、Y、Z、W四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示。下列有关这四种元素的性质的描述中不正确的是( D )
A．与水反应，X比Y剧烈
B．与H2化合，W单质比Z单质容易
C．X形成的碱比Y形成的碱的碱性强
D．W的最高价含氧酸比Z的最高价含氧酸的酸性强
解析：由表中位置可知，X为Na，Y为Be，Z为S，W为F，金属性Na＞Be，Na(X)与H2O反应剧烈，A正确；非金属性F(W)＞S(Z)，F2与H2化合更容易，B正确，金属性越强，对应碱的碱性越强，NaOH＞Be(OH)2，C正确；F(W)无正价，无最高价含氧酸，D不正确。
5．短周期元素W、X、Y、Z在元素周期表中的相对位置如表所示，这四种元素的原子最外层电子数之和为19。则下列说法正确的是( D )
X
Y
W
Z
A．氢化物的沸点：YB．离子半径大小：YC．非金属性：X＞Y
D．形成化合物时元素的化合价：W＞Y
解析：W、X、Y、Z均为短周期主族元素，由位置关系可知，X、Y处于第2周期，W、Z处于第3周期，设W原子最外层电子数为a，则X、Y、Z最外层电子数依次为a＋2、a＋4、a＋5，四种元素的原子最外层电子数之和为19，则a＋a＋2＋a＋4＋a＋5＝19，解得a＝2，则W为镁元素，故X为碳元素、Y为氧元素、Z为氯元素；A项，H2O分子间有氢键，常温下是液态，而HCl常温下是气态，可知H2O的沸点大于HCl，故A错误；B项，O2－与Mg2＋的电子层结构相同，Mg的核电荷数大，Mg2＋半径小，故B错误；C项，同周期从左到右，非金属性逐渐增强，故C错误；D项，Mg是金属，形成化合物时化合价是＋2，O形成化合物时化合价通常为－1或－2，故D正确。
6．我们生活在化学世界中，某些元素在人体的细胞、组织和体液中大量富集，如大脑中含有丰富的Na、Mg、K，骨筋和骨组织中含有丰富的Li、Mg、K等。
(1)Li、Na、Mg、K原子半径大小关系是什么？
__原子半径：Li(2)Li、Na、Mg、K元素的金属性强弱顺序是什么？
__K＞Na＞Li＞Mg。__
PAGE
-
12
-第2课时 元素周期表和元素周期律的应用
学习目标
核心素养
1．知道元素周期表的简单分区，进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。2．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。
1．通过对“元素周期表的简单分区”的学习，增强宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知的能力。2．通过对“元素周期表、元素周期律应用”的学习，培养科学探究精神和社会责任感。
新课情境呈现
元素周期律和元素周期表的诞生是19世纪化学科学的重大成就之一，具有重要的哲学意义、自然科学意义和实际应用价值。
门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。你知道门捷列夫是如何做出如此准确的预测的吗？门捷列夫作出这一伟大预言的科学依据是什么？元素周期表中元素性质之间存在着怎样的内在联系呢？
课前素能奠基
知识回顾
1．元素周期表中，同一周期从左到右，金属性逐渐__减弱__，非金属性逐渐__增强__；同一主族自上而下，金属性逐渐__增强__，非金属性逐渐__减弱__。
2．元素周期表中，第三周期中金属与非金属分界处的元素是__铝(Al)__和__硅(Si)__。
3．常用作半导体材料的硅，在元素周期表中的位置是__第三周期第ⅣA族__。
新知预习
一、元素周期表的分区及化合价规律
1．元素周期表与元素周期律的关系
元素周期律的发现，对化学的发展有很大影响。__元素周期表__是__元素周期律__的表现形式，反映了元素之间的__内在联系__，是学习、研究、应用化学的一种重要工具。
2．元素周期表的金属区和非金属区
(1)请填写出图中序号所示的内容
①__增强__ ②__减弱__ ③__增强__ ④__增强__ ⑤__Al__ ⑥__Si__ ⑦__金属__ ⑧__非金属__
(2)分界线的划分：沿着周期表中__B、Si、As、Te、At__和__Al、Ge、Sb、Po__之间画一条虚线，虚线的左面是__金属__元素，右面是__非金属__元素。
(3)分界线附近的元素，既能表现出一定的__金属性__，又能表现出一定的__非金属性__，故元素的__金属性__和__非金属性__之间没有严格的界线。
(4)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。
3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系
(1)价电子
元素的化合价与原子的__最外层电子__有密切关系，所以，元素原子的__最外层电子__也叫价电子。主族元素的价电子是__最外层电子__，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。
(2)主族元素最高正化合价＝__主族序数__＝__最外层电子数__(价电子数)。
(3)非金属元素的化合价
①最高正化合价等于原子所能失去或偏移的__最外层电子数__。
②最低负化合价等于使它达到__8电子__稳定结构所需要得到的电子数。
二、元素周期表和元素周期律的应用
1．元素的位置、结构、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性质。可根据元素在周期表中的位置推测元素的结构和性质，也可以根据元素的原子结构推测其在周期表中的位置和性质。其关系可表示为
2．寻找新元素
3．发现物质的新用途
预习自测
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)主族元素最高正价与最低负价的绝对值之和都等于8( × )
(2)金属元素只表现金属性，非金属元素只表现非金属性，不表现金属性( × )
(3)高氯酸(HClO4)是酸性最强的含氧酸，所以氯元素是非金属性最强的元素( × )
(4)在周期表中的氯、磷、硫元素附近探索研制农药的材料，所以这几种元素的化合物都有毒( × )
(5)锗也可以作半导体材料( √ )
解析：(1)不一定，如氢元素最高正价为＋1价，最低负价为－1价，绝对值之和等于2。
(2)位于金属与非金属分界线附近的元素既表现金属性又表现非金属性。
(3)氟元素非金属性最强。
(4)氯、磷、硫的化合物不一定有毒，如NaCl。
(5)锗位于金属与非金属的分界线附近，可作半导体。
2．下列对非金属元素(除稀有气体外)的相关判断正确的是( C )
①非金属元素都是主族元素 ②单质在反应中都只能作氧化剂 ③氢化物常温下都是气态，所以都叫气态氢化物
④氧化物常温下都可以与水反应生成酸 ⑤非金属元素R所形成的含氧酸盐(MaROb)中的R元素必定呈现正价
A．②⑤
B．①③
C．①⑤
D．②③④
解析：S＋O2===SO2反应中S作还原剂，②错；H2O是氢化物，常温下呈液态，③错；CO、SiO2等与水不反应，④错；所以选C。
3．下列叙述中肯定能说明金属A比金属B活泼的是( D )
A．A原子最外层电子数比B原子最外层电子数少
B．A原子电子层数比B原子电子层数多
C．1
mol
A从酸中置换生成的H2比1
mol
B从酸中置换生成的H2多
D．常温时，A能从酸中置换出氢气，而B不能
解析：金属活动性强弱的判断方法有：金属间的置换反应、金属和酸或H2O的反应置换出H2的难易程度、金属的最高价氧化物的水化物碱性强弱等，所以选D。
4．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( C )
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
解析：同主族元素性质相似，A项错误；紧靠虚线两侧可能是金属元素，也可能是非金属元素，B项错误；在虚线附近的元素具有金属性和非金属性，可寻找半导体材料，C项正确；耐高温合金材料通常属于过渡金属，位于虚线下方，D项错误。
5．下列说法正确的是( A )
A．N和As属于第ⅤA族元素，氮原子得电子能力比砷原子强
B．族序数等于其周期序数的元素一定是金属元素
C．元素周期表中，位于金属和非金属交界线附近的元素属于过渡元素
D．Si、S、Cl的最高价氧化物都能与水反应生成相应的酸，且酸性依次增强
解析：同主族元素从上到下非金属性减弱，N原子得电子能力强，A项正确；H、Al的族序数都等于周期序数，H是非金属，B项错误；位于金属和非金属附近的元素常用于半导体材料，C项错误；SiO2与H2O不反应，D项错误。
6．已知某原子最外层有7个电子，推测下列选项不正确的是( B )
A．单质有氧化性
B．最高正价一定为＋7价
C．是非金属元素
D．同周期元素中原子半径最小
解析：F元素没有正价，故B表述不正确。
课堂素能探究
知识点
元素的位置、原子结构、性质之间的关系
问题探究：
1．什么元素(放射性元素除外)的金属性最强？什么元素的非金属性最强？分别位于元素周期表中的什么位置？
2．如果已知X、Y为周期表中相邻的两元素，且它们的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为X＞Y，能否确定它们的相对位置？
探究提示：1.铯的金属性最强，氟的非金属性最强，分别位于元素周期表的左下角和右上角。
2．可根据元素非金属性的变化规律确定它们的相对位置。由已知条件可确定非金属性为X＞Y，所以，如果它们同周期，则X在Y的右面；如果它们同主族，则X在Y的上面。
知识归纳总结：
1．位—构—性关系图示
2．结构与位置的互推：
(1)掌握四个关系式。
①电子层数＝周期数
②质子数＝原子序数
③主族元素原子最外层电子数＝主族序数
④主族元素的最高正价＝族序数(氧、氟除外)，最低负价＝主族序数－8
(2)同主族上下相邻元素原子序数的位置、关系及实例。
位置
关系
实例
位于过渡元素左侧的主族元素，即第ⅠA族、第ⅡA族
同主族、相邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所含的元素种数
钠与钾的原子序数差为19－11＝8(即钠原子所在第3周期所含的元素种数)
位于过渡元素右侧的主族元素，即第ⅢA族～ⅦA族
同主族、相邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含的元素种数
氯和溴的原子序数之差为35－17＝18(即溴原子所在第4周期所含的元素种数)
3．性质与位置的互推：
(1)根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置：若同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强，则A、B、C在同周期中按照C、B、A的顺序从左到右排列。
(2)根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质：若同主族元素A、B、C在同一主族中从上往下排列，则可推知A、B、C的单质的氧化性依次减弱或还原性依次增强。
4．结构与性质的互推：
(1)若某元素原子的最外层电子数小于4，则该元素原子在反应中容易失电子；若某元素原子的最外层电子数大于4，则该元素原子在反应中容易得电子。
(2)若某元素原子在反应中容易得电子，则该元素原子的最外层电子数大于4；若某元素原子在反应中容易失电子，则该元素原子的最外层电子数小于4。
5．比较元素性质时，有时需要借助参照物，如比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性大小，因为Ca与Al既不属于同周期又不属于同主族，可借助镁元素进行判断，三种元素在周期表中的位置如图：
镁
铝
钙
故金属性：Ca＞Mg＞Al，碱性：Ca(OH)2＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。
6．元素“位、构、性”规律中的特例：
(1)绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H)无中子。
(2)元素周期表中的周期一般都是从金属元素开始，但第1周期例外，是从氢元素开始的。
(3)所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多。
(4)非金属单质一般不导电，但石墨导电，晶体硅是半导体。
(5)氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价，在NaH中氢显－1价。
点拨：(1)只有主族元素的最外层电子数等于主族序数。
(2)难得电子的原子不一定易失电子，如稀有气体原子。
典例 (2019·全国卷Ⅱ)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( D )
A．原子半径：WB．常温常压下，Y单质为固态
C．气态氢化物热稳定性：ZD．X的最高价氧化物的水化物是强碱
解析：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对：根据电子层数越多，原子半径越大，可得原子半径：W〔变式训练〕短周期元素甲～戊在元素周期表中的相应位置如表所示，下面判断正确的是( C )
甲
乙
丙
丁
戊
A．原子半径：丙<丁<戊
B．金属性：甲＞丙
C．氢氧化物碱性：丙＞丁＞戊
D．最外层电子数：甲＞乙
解析：同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故A项错误；同主族元素金属性自上而下是增强的，故B项错误；同周期元素的金属性从左至右越来越弱，故对应氢氧化物的碱性是逐渐减弱的，故C项正确；同周期元素的原子最外层电子数从左到右越来越多，故D项错误。
名师博客呈现
把握“位、构、性”关系进行元素判断
第一步：明确关系
第二步：确定思路
根据原子结构及已知条件，可推断原子序数，判断元素在元素周期表中的位置等，基本思路如下：
第三步：熟悉应用
(1)比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性及氢化物的稳定性等；(2)比较同周期元素及其化合物的性质；(3)比较不同周期、不同主族元素的性质时，要找出参照物；(4)推断一些相对陌生的元素的某些性质
第四步：做出判断
根据上述情况综合分析，做出正确判断
〔即时训练〕
古诗云：“唯有儿时不可忘，持艾簪蒲额头王。”意思是说端午节这天，孩子们拿了艾叶，戴上菖蒲，额头上用雄黄酒写了“王”字，以辟邪防疫。把雄黄酒洒在墙角、床底等处，可以驱虫，清洁环境。雄黄是一种矿物质，俗称“鸡冠石”，其主要成分是硫化砷，As位于元素周期表第ⅤA族，另外第ⅥA族元素Se在生活中有广泛应用。
砷元素的最高价态是几价？试比较As、Se的氢化物哪个热稳定性强。
__＋5价；H2Se__。
课堂达标验收
1．(2019·全国卷Ⅲ)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( B )
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．Y的单质与Z的单质均能溶于浓硝酸
解析：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错：MgO的熔点高于CO2、CO的熔点；B对：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；C错：X
与Z
形成的SiC是共价化合物；D错：Mg能溶于浓硝酸，但是Si单质不能溶于浓硝酸。
2．英国研究人员认为，全球将有1.4亿人因为用水受到砷中毒之害，导致更多的人患癌症。下列对砷(As)的有关判断正确的是( D )
A．砷原子序数为33，它与铝同主族
B．砷的原子半径小于磷的原子半径
C．砷化氢的稳定性比溴化氢的强
D．砷酸的酸性比硫酸的弱
解析：砷位于第ⅤA族，铝位于第ⅢA族，A项错；砷与磷同主族且砷位于磷下方，砷原子半径大，B项错；砷和溴同周期，溴的原子半径小，非金属性强，HBr更稳定，C项错；非金属性硫强于砷，硫酸酸性强，D项正确。
3．某元素原子M层电子数是K层电子数的3.5倍，则该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为( D )
A．HNO3
B．H3PO4
C．H2SO4
D．HClO4
解析：此原子核外有三个电子层，最外层电子数是7，为氯元素，所以选D。
4．根据原子结构及元素周期律的知识，下列推断正确的是( D )
A．同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱
B．核外电子排布相同的微粒化学性质也相同
C．Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径逐渐减小
D．Cl与Cl得电子能力相同
解析：同主族元素最高价含氧酸的酸性随核电荷数的增强而减弱，A项错；核外电子排布相同的微粒化学性质不一定相同，如S2－、Ar、K＋，B项错误；半径大小S2－＞Cl－＞K＋＞Ca2＋，C项错误；Cl与Cl互为同位素，化学性质相同，D项正确。
5．不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱的依据是( B )
A．单质氧化性的强弱
B．单质沸点的高低
C．单质与氢气化合的难易
D．最高价氧化物对应的水化物酸性的强弱
解析：单质的沸点属物理性质，与元素非金属性无关，故选B。
6．奥地利首都维也纳一家矿场监督牟勒是第一个提取出碲的人。1782年牟勒从一种被当地人称为“奇异金”的矿石中提取出碲。
Te与O、S同主族。
(1)碲单质是什么状态的物质？说明理由。
__固态。同主族非金属单质的熔点逐渐升高，硫单质是固体，故碲单质也是固体。__
(2)碲的常见化合价有哪些？
__－2、＋4、＋6__。
(3)碲单质有可能是半导体吗？并说明理由。
__可能是半导体。碲位于金属与非金属分界线附近，具有一定的金属性。__
PAGE
-
10
-第三节 化学键
学习目标
核心素养
1．通过NaCl、Cl2、HCl的形成过程，理解离子键、共价键(极性键和非极性键)的形成过程与形成条件。2．能用电子式表示离子化合物、共价分子的形成过程，能用结构式表示简单的共价分子结构。3．能从化学键的角度理解化学反应的本质。
1．通过对“离子键和共价键形成”的学习，增强微观探析的能力。2．通过对“电子式、结构式相关问题”的学习，培养模型认知的能力。
新课情境呈现
1654年格里克在德国马德堡做了著名的马德堡半球实验，16匹马的力量居然没有把两个合在一起的抽空空气的铜球拉开！当原子和原子结合为分子时，原子之间存在着强烈的相互作用——化学键，化学反应中要拆开原子间的化学键就如同马德堡半球实验那样难！
什么是化学键？常见的化学键有哪些？请让我们一块走进教材第三节化学键。同学们先看下图：
你能读懂以上漫画的含义吗？它们分别形象地表示出了化学键中的离子键和共价键的形成过程。那么什么是离子键、共价键呢？学完本课时内容，你将明了于心！
课前素能奠基
知识回顾
1．钠与氯气、氢气与氯气反应的化学方程式分别为：__2Na＋Cl22NaCl__，__H2＋Cl22HCl__。
2．H、Na、Cl的原子结构示意图分别为：H____、Na____、Cl__
__。钠元素具有较强的__金属性__，反应中钠原子易__失去__电子，反应中氯元素具有较强的__非金属性__，氯原子易__得到__电子。
新知预习
一、离子键
1．氯化钠的形成过程
(1)钠原子和氯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，形成新物质氯化钠。
(2)实验：
2．离子键
——__带相反电荷离子__之间的相互作用。
——__阳离子和阴离子__。
——__静电作用(包括静电引力和静电斥力)__。
——一般是__活泼金属__元素与__活泼非金属__元素。
3．离子化合物
离子化合物—
4．电子式
(1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子、离子的__最外层电子__排布的式子。
(2)微粒电子式的表示方法
微粒
电子式的表示方法(举例)
原子
Na：__Na×__、Cl：__·__、S：__··__
离子
阳离子
Na＋：__Na＋__、NH：____
阴离子
Cl－：__[]－__、S2－：__[]2－__
化合物
MgCl2：__[]－Mg2＋[]－__
(3)用电子式表示离子化合物的形成过程。
如NaCl：____。
CaCl2：__―→[]－Ca2＋
[]－__。
点拨：“·(点)”或“×”都表示电子，二者应用时没有区别。
二、共价键
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．共价键
(1)概念及成键要素
——原子间通过__共用电子对__所形成的相互作用。
|
——__原子__。
|
——一般是同种的或不同种的__非金属元素__。
|
——成键前原子最外层电子未达到饱和状态。
(2)分类
3．共价化合物
4．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
H2
HH
H—H
HCl
H
H—Cl
CO2
··C··
O==C==O
H2O
HH
CH4
三、化学键 分子间作用力和氢键
1．化学键
(1)定义：相邻的原子之间强烈的相互作用。
(2)分类：
(3)化学反应的本质：__旧化学键断裂和新化学键形成__。
2．分子间作用力
(1)定义：把__分子聚集在一起__的作用力叫分子间作用力，又叫范德华力。
(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__，物质的溶、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__。由于氢键的存在，当水结冰时，会造成__体积膨胀__、__密度减小__。
预习自测
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)阴、阳离子通过静电引力形成离子键( × )
(2)离子化合物中一定含有金属元素( × )
(3)由金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物( × )
(4)阴、阳离子间通过离子键一定能形成离子化合物( √ )
解析：(1)应为静电作用，而不是静电引力。
(2)NH4Cl等铵盐中不含有金属元素，但属于离子化合物。
(3)AlCl3含有金属元素，但不是离子化合物。
(4)离子化合物一定含有离子键。
2．下列电子式书写正确的是( C )
A．NH3
B．CCl4
C．N2 N??N
D．CO2 C
解析：A、B两项均漏写未参与成键的电子，选项D中C、O共用电子对数目标错，也不满足8电子稳定结构，正确写法为·C。
3．以下关于分子间作用力的叙述不正确的是( A )
A．是一种较弱的化学键
B．分子间作用力较弱，破坏它所需能量较少
C．分子间作用力对物质的熔点、沸点有影响
D．稀有气体原子间存在分子间作用
解析：分子间作用力不是化学键，化学键是物质内成键原子或离子间较强的相互作用，而分子间作用力是分子间微弱的相互作用，破坏它所需能量较少。分子间作用力对物质的熔点、沸点的影响。稀有气体是单原子分子，其原子就是气体分子，在稀有气体中仅存在着微弱的分子间作用力。
4．关于共价键的说法正确的是( B )
A．金属原子在化学反应中只能失去电子，因而不能形成共价键
B．由共价键形成的分子可以是单质分子，也可以是化合物分子
C．共价键只能在不同原子之间形成
D．稀有气体分子中只存在共价键
解析：活泼金属与活泼非金属相互化合时形成离子键，许多金属与非金属化合时，也能形成共价键，如AlCl3，A项错误；B项正确；相同元素的原子间也能形成共价键，如H2等，C项错误；稀有气体分子中无化学键，D项错误。
5．下列有关电子式的叙述正确的是( C )
A．H、He、Li的电子式分别为H·、·He·、·Li
B．氯原子的电子式为·，Cl－的电子式为
C．钠离子、镁离子、铝离子的电子式分别为Na＋、Mg2＋、Al3＋
D．Na2O的电子式为Na＋[]2－Na＋，H2O的电子式为H＋[]2－H＋
解析：锂原子最外层只有一个电子，A项错误；阴离子电子式带有中括号，氯离子电子式[]－，B项错误；金属阳离子的电子式就是其离子符号，C项正确；H2O为共价化合物，电子式中无中括号，D项错误。
课堂素能探究
知识点?
离子键与共价键、离子化合物与共价化合物的比较
问题探究：1.离子键、共价键的形成条件是什么？
2．能否根据化合物溶于水形成的溶液是否导电判断一种化合物是离子化合物还是共价化合物？
探究提示：1.活泼金属与活泼非金属易形成离子键，非金属原子间形成共价键。
2．不能。如NaCl和HCl溶于水得到的溶液都导电。
知识归纳总结：
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
使阴、阳离子结合成化合物的静电作用
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
活泼金属和活泼非金属
同种非金属元素原子
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
熔化时破坏的作用力
一定破坏离子键，也可能破坏共价键(如NaHCO3)
一般只破坏分子间作用力
实例
强碱、大多数盐、活泼金属的氧化物
含氧酸、非金属的氢化物、非金属氧化物、大多数有机化合物
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
概念
由离子键构成的化合物
以共用电子对形成分子的化合物
构成粒子
阴、阳离子
原子
粒子间的作用
离子键
共价键
熔沸点
较高
一般较低，少部分很高(如SiO2)
导电性
熔融态或水溶液导电
熔融态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)
点拨：化学键判断中的四个“不一定”
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。
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。
典例1 下列关于离子键，共价键的各种叙述中，正确的是( C )
A．在离子化合物里，只存在离子键，没有共价键
B．非极性键只存在于双原子的单质分子中
C．在共价化合物分子内，一定不存在离子键
D．由不同元素组成的多原子分子里，一定只存在极性键
解析：在复杂的离子化合物如氢氧化钠、过氧化钠中既存在离子键又存在共价键，A项错误；离子化合物如过氧化钠中也存在非极性键，B项错误；C项正确；在H2O2中既存在极性键又存在非极性键，D项错误。
〔变式训练1〕化学键是相邻原子之间强烈的相互作用。下列有关化学键的说法正确的是( A )
A．KOH中既含有离子键也含有共价键，属于离子化合物
B．N2属于单质，不存在化学键
C．MgCl2中既含有离子键，又含有共价键
D．NH4Cl中含有共价键，又全部由非金属元素组成，属于共价化合物
解析：N2中存在共价键；MgCl2中只含有离子键；NH4Cl中虽然含有共价键，又全部由非金属元素组成，但也含有离子键，属于离子化合物。
知识点二
用电子式表示物质及其形成过程
问题探究：将下列电子式与错因用线连接。
探究提示：(1)—(a) (2)—(b) (3)—(d) (4)—(e)
知识归纳总结：
1．电子式的书写：
示例
书写规范
原子
·H、·Mg·、··、··、·
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
[]－、[]2－
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
(铵根离子)、[H]－(氢氧根离子)
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)
N??N
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。
实例：H·＋··＋·H―→HH
点拨：电子式书写常见的“八大错误”
1．漏写孤电子对。如将N2的电子式误写成N??N，正确的应为N??N。
2．混淆电子式与化学式的书写，如将Na2S的电子式误写成Na[]2－。
3．共用电子对数目不清，如将CO2的电子式误写成C，正确的应为··C··。
4．错误使用括号，如将H2O的电子式误写成H＋[]2－H＋，正确的应为HH。
5．原子结构顺序写错，如将HClO的电子式误写成H，正确的应为H。
6．误将电荷数及电性标成化合价，如将Na2O的电子式误写成Na＋[]－2Na＋，正确的应为Na＋[]2－Na＋。
7．最外层电子数超过8个，如将Na2O2的电子式误写成Na＋[··]2－Na＋，正确的应为Na＋[]2－Na＋。
8．复杂阳离子与简单阳离子混淆不清，如将NH的电子式直接写为NH，正确的应为。
典例2 下列用电子式表示化合物的形成过程中，正确的是( B )
A．×Mg×＋2·―→Mg2＋[]
B．
C．·＋Ca2＋＋·―→[]－Ca2＋[]－
D．H×＋··＋×H―→2H＋[]2－
解析：MgCl2的形成过程为
；CaF2的形成过程中箭头前应为×Ca×，且缺少“”和“”；H2O为共价化合物，形成过程为H＋··＋H―→HH。
〔变式训练2〕下列物质的电子式书写正确的是( A )
A．N??N
B．Na
C．H＋[]－
D．C
解析：B为Na＋[]－，C为H，D为··C
，应选A。
名师博客呈现
化学键与物质类别的关系
1．四个“一定”
(1)离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键，如NaOH、Na2O2、(NH4)2SO4等。
(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。
(4)共价化合物中只含有共价键，一定没有离子键。
2．三个“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。
(3)含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如NaOH、Na2O2等。
〔即时训练〕
下列说法中正确的是( D )
A．凡含离子键的化合物，一定含金属元素
B．离子化合物中一定不存在非极性共价键
C．共价化合物溶于水一定不能导电
D．原子序数为11与9的元素能够形成离子化合物，该化合物中存在离子键
解析：A项，如NH4Cl晶体中含有离子键，但不含金属元素；B项，过氧化钠属于离子化合物，氧原子和氧原子之间是非极性共价键；C项，部分共价化合物溶于水能导电；D中，原子序数为11与9的元素是Na、F，属于活泼金属与活泼非金属元素，可形成离子键。
课堂达标验收
1．下列电子式中正确的是( C )
A．Na[]2－
B．H＋[]2－H＋
C．[H]－Ba2＋[H]－
D．∶C∶
解析：氧化钠中钠离子不能合并，应为Na＋[]2－Na＋，A错误；硫化氢是共价化合物，应为HH，B错误；钡离子的电子式就是其离子符号，氢氧根的电子式是[H]－，C正确；二硫化碳分子中，硫原子的最外层不是8个电子，漏掉了电子，应为∶∶C∶∶，D错误。
2．下列物质中既有离子键又有共价键的是( D )
A．MgO
B．NH3·H2O
C．CaCl2
D．(NH4)2SO4
解析：MgO中只有离子键，NH3·H2O中只有共价键，CaCl2中只有离子键。(NH4)2SO4中既有离子键又有共价键，故选D。
3．下列有关表述错误的是( C )
A．IBr的电子式为∶∶∶
B．HClO的结构式为H—O—Cl
C．BF3中各原子都满足8电子结构
D．MgO的形成过程可以表示为
解析：BF3的电子式为，硼原子周围6个电子，所以选C。
4．传说老子过函谷关之前，关尹喜见有紫气从东而来，知道将有圣人过关，果然老子骑着青牛而来，后来人们用“紫气东来”比喻吉祥的征兆。碘晶体受热转变成碘蒸气也有紫气东来之象。下列关于碘等物质的说法中正确的是( D )
A．HCl溶于水能电离出H＋、Cl－，所以HCl是离子化合物
B．碘晶体受热转变成碘蒸气，吸收的热量用于克服碘原子间的作用力
C．He、CO2和CH4都是由分子构成，它们中都存在共价键
D．NaHCO3受热分解生成Na2CO3、CO2和H2O，既破坏了离子键，也破坏了共价键
解析：HCl是共价化合物，A项错误；碘晶体转变成碘蒸气，没有破坏碘原子间作用力，只破坏了分子间作用力，B项错误；He分子中无化学键，C项错误；NaHCO3中既有离子键又有共价键，受热分解时均被破坏，D项正确。
5．二氧化碳在农作物的生长旺盛期和成熟期使用，效果最显著。下列关于CO2等物质中的化学键的说法错误的是( B )
A．CO和O生成具有极性共价键的CO2
B．既含极性键，又含非极性键
C．只含H、N、O三种元素的化合物，可能形成含有共价键的离子化合物，也可能形成共价化合物
D．含有离子键的物质不可能是单质
解析：B项分子中存在O—H、C—N、C—O等极性键，无非极性键，B项错误。
6．某汽车安全气囊的产气药剂主要含有NaN3、Fe2O3、KClO4、NaHCO3等物质。当汽车发生碰撞时，产气药剂产生大量气体使气囊迅速膨胀，从而起到保护作用。
(1)NaN3是气体产生剂，受热分解产生N2和Na，NaN3属于离子化合物还是共价化合物？并写出N2的电子式。
__离子化合物，∶N??N∶__
(2)Fe2O3是主氧化剂，与Na发生置换反应，其还原产物是什么？
__Fe__
(3)KClO4是助氧化剂，反应过程中与Na作用生成KCl和Na2O。KClO4含有哪类化学键？并写出K的原子结构示意图。
__KClO4含有离子键、共价键。钾原子结构示意图为。__
解析：(1)NaN3是离子化合物；N2分子内含有三键，氮原子间形成三对共用电子对，其电子式为：N??N。(2)Na与Fe2O3发生置换反应，故生成的还原产物为Fe。(3)KClO4是离子化合物，含有离子键、极性共价键；K属于19号元素，原子结构示意图为。
PAGE
-
13
-