物质结构元素周期律复习总结
一．原子结构
[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数 注意： (1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数
阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数
(2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl －
的核电荷数为17，电荷数为1．
[质量数] 用符号A 表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．
说明 (1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A ＝Z + N ． (2)符号A
Z X 的意义：表示元素符号为X ，质量数为A ，
核电荷数(质子数)为Z 的一个原子．例如，
23
11
Na 中，Na 原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．
[原子核外电子运动的特征]
(1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．
(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．此法中的小黑点表示的意义是：离核近的地方电子云密度大，离核远的地方电子云密度小；说明在离核近的地方单位体积内电子出现的机会多，离核远的地方单位体积内电子出现的机会少。
(3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．
掌握核外电子运动的特征以及核外电子排布的基本规律。
1．核外电子排布与能量关系
电子离核距离： 近 → 远 电子能量： 低 → 高 2．核外电子的分层排布 ① 核外电子层能量不同
电子层离核距离： 近 → 远 电子能量： 低 → 高 电子层数（n ）： 1 2 3 4 5
符号 K L M N O
小结：
② 电子排布规律
Ⅰ 能量最低原理：先排满低能量电子层，再依次排布在能量较高的电子层中。 Ⅱ 各电子层最多容纳的电子数：2n2 Ⅲ 最外层电子数≤8 Ⅳ 次外层电子数≤18 Ⅴ 倒数第三层电子数≤32
二.元素周期律：
（1）概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 (3)表现形式：
能量递增
② |最低负价|＋最高正价＝8
③O、F一般无正价。（氧只跟F结合时，才显正价，如OF2中氧呈＋2价）
④除个别元素外（如N）
Ⅰ原子序数为奇数的元素，其正常化合价为奇数价；
Ⅱ原子序数为偶数的元素，其正常化合价为偶数价；
Ⅲ最外层电子数为奇数，其正常化合价为一系列连续的奇数（P：+3、+5）；
Ⅳ最外层电子数为偶数，其正常化合价为一系列连续的偶数（S：+2、+4、+6）；
(2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：
①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强)；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．
②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。c．非金属单质与氢气化合由易到难(气态氢化物的稳定性降低)；d．最高价氧化物的水化物的酸性减弱、碱性增强．
1。元素的金属性和非金属性强弱的判断依据
a．单质与水（或酸）反应的难易
b．最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
c．金属的相互置换
（1）金属性d．根据它们在周期表的位置
e．依据金属活动顺序表
f．用电化学的方法（构成原电池）
g．金属阳离子的氧化性强弱
a．单质与氢化合的难易及氢化物的热稳定性
b．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
（2）非金属性c．非金属的相互置换
d．根据它们在周期表的位置
e．非金属阴离子的还原性强弱
骨灰盒2
电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子核电荷数越大的半径越小。（稀有气体除外）
如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子电子层数多的半径越大。如：Li 具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F-- 4、电子层结构相同离子，核电荷数越多的半径越小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ 记忆：阴前阳下，径小序大 5、同种元素的各种粒子，核外电子数越多的半径越大。如Fe>Fe2+>Fe3+ 另外还需注意：电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径； 而电子层数多的阳离子半径则不一定大于电子层数少的阴离子半径。 三.元素周期表： （1）编排原则 ①按原子序数递增的顺序从左到右、从上到下编排。 ②将电子层数相同的各种元素从左到右排成横行（周期），共有 7 横行 ③将最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，共有18 纵行。 归纳记忆： ①七主七副两特殊，三短三长一不全 ②元素周期表结构的记忆方法如下： 横行叫周期，共有七周期； 三四分长短，第七不完全； 一八依次现，一零再一遍； 竖行称作族，总共十六族； Ⅷ族最特殊，三行是一族； 二三分主副，先主后副族； 镧锕各十五，均属ⅢB族； 构位性一体，相互可推断。 （5）元素周期表的应用： ○1预测元素的性质（由递变规律推测）：给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是根据该元素所在族的熟悉的元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。 ○2活泼的非金属位于周期表右上角；活泼的金属位于周期表左下角；金属非金属元素交界处是两性元素区，凡周期序数 与主族序数相同元素均为典型两性金属元素。Be(2，ⅡA) Al(3，ⅢA) Ge(4，ⅣA) 按周期表的位置寻找元素，启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。如：催化剂通常在 过渡 元素及其化合物中寻找，半导体材料通常在 金属与非金属的分界处的 元素中寻找，研制新农药通常在 氟、氯、氮、磷等 元素的化合物中进行研究。 [练习]：在元素周期表里，金属元素与非金属元素分界线附近，能找到----〖A 〗 A.制半导体的元素 B.制农药的元素 C.制催化剂的元素 D.制耐高温合金的元素 ③若主族元素族序数为m ，周期数为n ，则： 当m ／n<1时，为金属元素，其氧化物的水化物显碱性； 当m ／n=1时，为两性元素(氢除外)，其氧化物的水化物显两性； 当m ／n>1时，为非金属元素，其最高价氧化物的水化物显酸性。（记忆：横短竖长即为非） 无论同周期还是同族中，m ／n 值越小，元素的金属性越强，其对应氧化物的水化物的碱性越强；m ／n 值越大，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。 ④对角线规则： 周期表中A 、B 两元素若处在如左图所示的位置，则性质相似。如Be 和Al 单质在常温下均能被浓H 2S04钝化；BeO 和Al 203均显示两性;A1C13和BeCl 2均为共价化合物等。 ⑤序差规律： Ⅰ、A 、B 两元素分属同周期的ⅡA 族和ⅢA 族，若A 的原子序数为x ，则B 的原子序数可能为 ： x+1 (二、三 周期) x+11 （四、五周期） x+25 （六周期） 2、核素和同位素的区别和联系： (1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如11H 、21H 、126C 、136C 等各称为一种核素。 (2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。 160、17O 、18 0是氧元素的三种核素，互为同位素。 (3)元素、核素、同位素之间的关系如下图所示: 许多元素具有多种同位素： 可以利用11H 、3 1H 、；利用23592U 制造原子弹和作核反应堆的燃料；利用放射性同位素给金属制品探伤，抑制马铃薯和洋 葱等发芽，延长贮存保鲜期。在医疗方面，可以利用某些核素放射出的射线治疗癌肿等。 (4)同位素的特点 ①、结构上，质子数相同而中子数不同； ②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同； ③、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子个数百分比一般是不变的（即丰度一定）。 ④ 同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了110种元素，但发现了核素远多于110种。 ⑤核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。 ⑥同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。 ⑦符号A Z X 既表示一个具体的原子，又表示一种核素。 ⑧17O 是一种核素，而不是一种同位素。160、17O 、18 0是氧元素的三种核素，互为同位素。 说明 (1)只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素．即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质量数也不同． (2)由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数． (3)同位素的特性：①物理性质不同(质量数不同)，化学性质相同；②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数的百分比是不变的． (4)氢元素的三种同位素：氕11H(特例：该原子中不含中子)、氘21H (或D)、氚3 1H(或T)． (5)重要同位素的用途：21H 、31H 为制造氢弹的材料；23592 U 为制造原子弹的材料和核反应堆燃料． （1）、原子的真实质量： 原子的真实质量也称绝对质量，单位 kg 。是通过精密的实验测得的，原子的真实质量很小，使用极不方便（如：1个 12 6C 原子质量是1.9927×10 －26kg ）。所以科学上，一般不直接使用原子的真实质量，而使用原子的相对质量 （2）、相对质量：1个粒子的绝对质量与一个126C 原子绝对质量的1/12（1.6606×10－ 27kg ）的比值。单位 1。 12 1C 12 原子质量一粒子的质量 相对质量＝ 注：① 粒子：可以原子、质子、中子、电子等微观粒子。 ② 质子、中子的相对质量约为1。 ③如果该粒子为原子，则为相对原子质量 注：相对原子质量和原子质量区别① 相对原子质量是比值。② 原子质量单位 kg ③ 两者在数值上也不同。 （3）、核素的相对原子原子质量： 同位素的相对原子质量是指某种原子的相对质量，是通过各同位素原子的绝对质量分别与碳的绝对质量1/12的比值（即初中化学所学的相对原子质量。） （4）原子的质量数： 原子的质量数是指某元素的一种同位素原子的核中所含质子数和中子数之和，在实际使用中常代替同位素的相对原子质量，所以也叫做近似相对原子质量。 质量数＝质子相对质量＋中子相对质量 A ＝ 质子数（Z ）＋中子数（N ） 注： ② 质量数与相对原子质量的区别： Ⅰ 概念含义不同。 Ⅱ 质量数为整数，相对原子质量一般非整数。 Ⅲ 在特定情况下，数值上可用质量数代替相对原子质量。 需要注意的是元素无质量数。 （5）、元素的相对原子质量（也称为平均相对原子质量） ①元素的相对原子质量是指某元素各种同位素的原子量与该同位素原子所占的原子个数百分比（丰度）的乘积之和； ②相对原子质量的计算： 元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的原子个数百分比求出的平均值。 A =A 1×a 1%+A 2×a 2%+…… A 表示某元素的相对原子质量 A 1、A 2…… 为同位素的相对原子质量 a 1%、a 2%…… 为同位素的原子百分数或同位素原子的物质的量分数 ③也就是元素周期表中所给的原子量的数值，一般情况下元素的原子量不会为整数。 （6）元素的近似相对原子质量（即元素的近似平均相对原子质量） 把上式中的同位素的原子量改为同位素的质量数进行计算，所得结果即为元素的近似原子量。 氯元素的近似平均原子量为： 35×75.77%+37×24.23%=35.4846 3．几个概念辨析： 原子：组成单质和化合物的最小微粒，是化学反应中的最小微粒。 定义：以12 C 原子质量的1/12（约1.66×10-27 kg ）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 位为一，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Cl 2分子的m(Cl 2)=2.657×10-26 kg 。 核素的相对原子质量：各核素的质量与12 C 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， 相对原子质量 诸量比较： 如35 Cl 为34.969,37Cl 为36.966。 （原子量） 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，数值上与该核素的质量数相等。如：35 Cl 为35,37 Cl 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百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35 Cl)×a% + Ar(37 Cl)×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丰度的乘积之和。 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。 小结： 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 四．化学键（包括离子键 共价键 和 金属键，注意氢键不属于化学键） 编排依据 具 体 表 现 形式 七 主 七 副两特殊 三长三短一不全 [离子键]使阴、阳离子结合而成的静电作用，叫做离子键． 说明(1)阴、阳离子间的静电作用包括静电排斥作用和吸引作用两个方面． (2)阴、阳离子通过静电作用所形成的化合物，叫做离子化合物． [电子式]在元素符号的周围用小黑点(·或×)来表示原子最外层电子的式子，称做电子式．电子式的几种表示方法：(1)原子的电子式：将原子的所有最外层电子数在元素符号的周围标出．例如： 氢原子()、钠原子()、镁原子()、铝原子()、碳原子()、氮原子()、硫原子()、氩原子()． (2)离子的电子式： ①阴离子：在书写阴离子的电子式时，须在阴离子符号的周围标出其最外层的8个电子(H－为2个电子)，外加方括号， 再在括号外的右上角注明阴离子所带的电荷数．例如S2－的电子式为[]2－，OH－的电子式为． ②阳离子；对于简单阳离子，其电子式即为阳离子符号，如钠离子Na＋、镁离子Mg2＋等．对于带正电荷的原子团，书 写方法与阴离子类似，区别在于在方括号右上角标上阳离子所带的正电荷数．如NH4＋电子式为 (3)离子化合物的电子式：在书写离子化合物的电子式时，每个离子都要分开写．如CaCl2的电子式应为 ． (4)用电子式表示离子化合物的形成过程：先在左边写出构成该离子化合物的元素原子的电子式，标上“→”，再在右边写出离子化合物的电子式．例如，用电子式表示MgBr2、Na2S的形成过程： 说明含有离子键的物质：①周期表中I A、I A族元素分别与ⅥA、ⅦA族元素形成的盐；②I A、ⅡA族元素的氧化物； ③铵盐，如NH4Cl、NH4NO3等；④强碱，如NaOH、KOH等． [共价键] 原子间通过共用电子对所形成的相互作用．由共价键形成的化合物叫做共价化合物． 说明(1)形成共价键的条件：原子里有未成对电子(即原子最外层电子未达8电子结构，其中H原子最外层未达2电子结构)．各种非金属元素原子均可以形成共价键，但稀有气体元素原子因已达8电子(He为2电子)稳定结构，故不能形成共价键． (2)共价键形成的表示方法： ①用电子式表示．例如，用电子式表示HCl分子的形成过程：。 注意a书写由原子构成的单质分子或共价化合物的电子式时，必须使分子中每个原子都要达到8电子结构(H原子为2 电子结构)．例如，HCl分子的电子式为。 b．由原子构成的分子与由阴、阳离子构成的离子化合物的区别．如：HCl 、NaCl ②用结构式表示．用短线(一根短线表示一对共用电子对)将分子中各原子连接，以表示分子中所含原子的排列顺序和结合方式．如H－C1、N≡N、O＝C＝O等． (3)共价键的存在情况：共价键既存在于由原子直接构成的单质分子（H2、N2）或共价化合物分子（H2O 、CH4）中，也存在于多原子离子化合物中．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（NaOH 、Na2O2）；同时含有离子键和共价键的化合物必定是离子化合物，如NaOH、NH4C1等． *4．配位键： （1）形成过程（以NH4+为例）：一个提供孤对电子，一个提供空轨道 （2）配位键属于共价键，但在指出物质中化学键的类型时必须单独指出。 *5．金属键：失去价电子的金属阳离子与在晶体内自由移动的价电子之间强烈的相互作用。 [化学键]相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键． 说明(1)化学键只存在于分子内直接相邻的原子之间，存在于分子之间的作用不属于化学键．比如氢键 (2)离子键、共价键都属于化学键． (3)化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程． 5．非极性分子和极性分子 [非极性键] 同一元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键． 如C12分子中的Cl －C1键即为非极性键． 说明 非极性键是非极性共价键的简称．非极性键只能存在于同种元素的原子之间． [极性键] 不同种元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键． 如HCl 分子中的H －C1键属于极性键． 说明 极性键是极性共价键的简称．只要是不同种元素原子之间形成的共价键都属于极性键． [非极性分子] 指整个分子的电荷分布均匀、分子结构对称的一类分子． 如H 2、O 2、N 2等单质分子，以及CO 2、CH 4等均属于非极性分子． [极性分子] 指分子中的电荷分布不均匀、结构不对称的一类分子． 如H 2O 、H 2S 、HCl 分子等均属于极性分子． AB n 型化合物分子的极性的简易判断方法： 若AB n 中A 元素的化合价数等于A 元素所在族的序数，则AB n 为非极性分子．例如，CO 2分子中C 元素化合价为+4价，C 元素属于ⅣA 族，故CO 2分子为非极性分子；CCl 4分子中C 元素化合价为+4价，C 元素属于ⅣA 族，故CCl 4分子为非极性分子． 若AB n 中A 元素的化合价数不等于A 元素所在族的序数，则AB n 为极性分子．例如，H 2O 分子中O 元素化合价为－2价，O 元素属于ⅥA 族，故H 2 O 分子为极性分子；NH 3分子中N 元素化合价为－3价，N 元素属于ⅤA 族，故NH 3分子为极性分子． [分子间作用力] 指在物质的分子与分子之间存在着的作用力． 说明 (1)荷兰物理学家范德华首先研究了分子间作用力，所以分子间作用力又叫范德华力；(2)分子间作用力要比化学键弱得多；(3)化学键的强弱影响着物质的化学性质；分子间作用力的大小对由分子构成的物质的物理性质如熔点、沸点、溶解度等有影响． 1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。 ①、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键 ②、存在：离子化合物（NaCl 、NaOH 、Na 2O 2等）；离子晶体。 ①、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。 ②、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH 、Na 2O 2）； 共价键 分子、原子、离子晶体。 2、分类 共价化合物 化学键 非极性键 非金属单质 ③、分类： 如：NH 4+ 、H 3O + 金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。 离子键 不同原子间 存在 相同原子间 分子的极性 键能 3、键参数 键长 键角 4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键） 定义：把分子聚集在一起的作用力 分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。 作用：对物质的熔点、沸点等有影响。 ①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。 分子间相互作用 ②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N 、O 、F 与H 之间（NH 3、H 2O ） ③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。 ④、氢键的形成及表示方式：F -—H ···F -—H ···F - —H ···←代表氢键。 氢键 O O H H O ⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用 力。 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。 非极性分子 双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O 2、H 2、Cl 2等。 举例： 只含非极性键的多原子分子如：O 3、P 4等 分子极性 多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子 如：CO 2、CS 2（直线型）、CH 4、CCl 4（正四面体型） 极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。 举例 双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl 、NO 、CO 等 3．常见元素微粒结构特点 稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。如： （1）核外有2个电子微粒（与He 原子电子层结构相同的离子）： H -、Li +、Be 2+ （2）核外有10个电子微粒（与Ne 原子电子层结构相同的微粒）： 阳离子：+Na 、+2Mg 、+3Al 、+4NH 、+O H 3； 阴离子：N -3、O -2、F -、OH -、NH -2； 分子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4 （3）核外有18个电子微粒（与Ar 原子电子层结构相同的微粒）： 离子：Cl -、S 2-、P 3-、K +、Ca 2+ 分子：Ar 、HCl 、H 2S 、SiH 4、H 2O 2、PH 3、C 2H 6 （4）前18号元素的原子构的特殊性 ○111 H ○ 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 分子的稳定性 分子的空间构型 决定 分子的极性 决定 ○4最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。 ○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、A1。· ○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、Li ： ○9内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P 五、常见元素的性质特点： ①气态氢化物显碱性的元素是N； ②最强的无氧酸是HI酸；最强的有氧酸是HClO ③形成最轻单质的元素，或既可形成M+，又可形成 M的元素是H； ④形成化合物最多的元素，或单质在自然界中硬度最大的元素，或气态氧化性（CH4）中氢的质量分数最大的元素是C； ⑤最活泼的非金属元素，或无含氧酸的元素，或气态氢化物最稳定的元素是F； ⑥元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是S； ⑦单质最容易着火的元素是P； ⑧能形成A2B2型的化合物的元素有H、O、Na、C（H2O2、Na2O2、C2H2等） 电子式书写的十种常见错误 一、漏写弧对电子 例如：（1）电子式的正确表示应为，却错误写成了。 （2）电子式的正确表示应为，却错误写成了。 二、混淆电子式与化学式的书写 例如：电子式的正确表示应为，却错误写成了。 三、共用电子对数目写错 例如：电子式的正确表示应为，却错误写成了。 四、根、基电子式混淆不清 例如：羟基电子式的正确表示应为，却错误写成了或。 五、原子结合顺序写错 例如：电子式的正确表示应为，却错误写成了。 六、错误使用括号 例如：电子式的正确表示应为，却错误写成了。 七、误将电荷数标成化合价 例如：电子式的正确表示应为，却错误写成了。 八、小黑点或“×”使用混乱 例如：电子式的正确表示应为，却错误写成了。 九、复杂阳离子与单核阳离子混淆不清 例如：（1）电子式的正确表示应为，却错误写成了。 （2）电子式的正确表示应为，却错误写成了。 十、用电子式表示的形成过程思路不清 例如：用电子式表示的形成过程正确地表示应为 ，却错误写成了。 物质结构和元素周期律 （时间：90分） 一、选择题 1.硼元素的平均相对原子质量为，则硼在自然界中的两种同位素 [ ] (A)1:1(B)10:11(C)81:19(D)19:81 2.原子序数为47的银元素有2种同位素，它们的摩尔分数几乎相等，已知银的相对原子质量是108，则银的这两种同位素的中子数分别是[ ] (A)110和106 (B)57和63 (C)53和66 (D)60和62 3.在同温、同压下，相同物质的量的氢气和氦气，具有相同的 [ ] (A)原子数 (B)质子数 (C)体积 (D)质量 4.关于同温、同压下等体积的N2O和CO2的叙述： [ ] ①质量相同②碳原子数和氮原子数相等 ③所含分子数相等④所含质子总数相等 (A)①②③ (B)②③④ (C)①②④ (D)①③④ 5.阴离子X n-含中子N个，X的质量数为A，则W gX元素的气态氢化物中含质子的物质的量是[ ] 6.下列各组物质中都是由分子构成的化合物是 [ ] (A)CO2、NO2、SiO2(B)HCl、NH3、CH4 (C)NO、CO、CaO (D)O2、N2、Cl2 7.根据下列各组元素的原子序数，可组成化学式为AB2型化合物且为原子晶体的是[ ] (A)14和6 (B)14和8 (C)12和17 (D)6和8 8.下列微粒中，与OH-具有相同的质子数和相同的电子数的是 [ ] 9.元素A、B、C原子核内质子数之和为31，最外层电子数之和为17，这三种元素是[ ] (A)N、P、Cl (B)P、O、S (C)N、O、S (D)O、F、Cl 10.某元素原子核内质子数为m，中子数为n，则下列论断正确的是[ ] (A)不能由此确定该元素的相对原子质量 (B)这种元素的相对原子质量为m+n (C)若碳原子质量为W g，则此元素原子质量为(m+n)W g (D)该元素原子核内中子的总质量小于质子的总质量 元素周期表与元素周期律专题复习 【考点突破】 一、高考风向标 物质结构与元素周期律这部分知识主要出现在选择题及填空题中。在选择题中，主要是有关原子结构的计算、同位素、元素周期律中物质或元素性质的递变规律、元素在周期表中的位置与其性质的关系、化合物中原子的电子排布、分子的结构、晶体的结构和性质、新发现的元素等。在非选择题中，主要考查元素的推断，物质的结构、性质、位置三者的关系。在高考卷中，本部分试题一般3个左右，分值为25分（03年，3道27分；04，2道12分；05年，三套试题中：第I套3道27分；第II套3道25分；第III套没有出现）由于本章内容是对元素化合物知识的概括和总结，同时对元素化合物性质的学习和归纳又具有积极的指导意义，所以我们在复习本章知识时，一定要注意总结规律、找出特例，明确失分点及其产生的原因，有目的、有针对性地进行复习。 可以预测2006年高考试题中，元素位、构、性三者的关系仍是高考命题的主要依据，对这三者的关系，高考常以原子序数大小、原子或离子半径大小、离子氧化性或还原性强弱等比较型试题和物质的组成、元素位置及化合价、化合物的性质、结构推断等题型进行考查，此类知识点常以选择题和推断题的形式出现。 二、高考考点逐个突破 1. 考查原子结构 例1. （05上海高考）下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（） A. D3O+ B. Li+ C. OD- D. OH- 解析：对于中性微粒，质子数等于电子数；对于阳离子，由于失电子，造成质子数大于电子数；对于阴离子，质子数小于电子数。“电子数大于质子数”的只可能为C、D，但能满足“质子数大于中子数”的只有D。答案为D 评析：电子数与质子数的大小关系，不需要看具体的数据，只需看离子所带电荷的性质。对于中性的分子或原子来说，质子数与电子数相等；对于阳离子来说，质子数大于电子数；对于阴离子来说，质子数小于电子数。至于质子数与中子数的关系，必须知道粒子的质子数和质量数，只要有一个不清楚，二者的关系就不能确定。 2. 考查原子半径 例2. （02江苏综合）下列叙述正确的是（） A. 同周期元素中VIIA族元素的原子相对质量大 B. VIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 C. 室温时，零族元素的单质都是气体 D. 所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等 解析：此题主要考查元素周期表中，同周期同主族元素性质的一些递变规律，在同周期中零族元素的原子半径最大，而在同主族中，半径越大，越难得到电子。单原子离子的化合价和它的族序数不一定相等，如IV A族铅形成的Pb2+。答案为C。 评析：对于同主族元素来说，从上到下，原子半径及相对应的离子半径依次增大；总的来说，相对原子质量依次增大；零族元素的单质全部为气体，IIA族、IIIA族、IV A族元素的单质全部为固体，V A、VIA族元素中只有氮气和氧气常温下呈气态（其余都为固态），VIIA族元素的单质既有气体、液体、还有固体。 物质结构元素周期律总结 1．对原子的组成和三种微粒间的关系 A Z X的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。 质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。 核电荷数＝元素的原子序数＝质子数＝核外电子数。 2．原子核外电子分层排布的一般规律 在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是： (1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 (3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 3．元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系 (1)稀有气体的不活泼性；稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。 (2) 最外层电子数得失电子趋 势 元素的性 质 金属元素＜4易失金属性 非金属元素＞4易失非金属 4．1～20号元素微粒结构的特点 (1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。 (2)核外有10个电子的微粒： ①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。 ②阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。 ③阴离子：N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。 (3)元素的原子结构的特殊性： ①原子核中无中子的原子： 1 1 H。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。 5．从质量、电性两个方面来认识原子结构 （1）原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，电 高考化学冲刺的核心知识和解题策略 第二讲高考冲刺：物质结构 和元素周期律 1、原子序数为8 2、88、112的属于何族何周期？ 2、在元素周期表中，哪纵元素最多，哪纵化合物种类最多？ 3、在元素周期表中，前三周期空着的有多少个元素？ 4、在元素周期表中，第三主族是哪一纵？三副族呢？ 5、在元素周期表中，镧系有多少个元素？ 6、在元素周期表中，周期差是多少， 同周期的第二主族和第三主族相差是多少？ 核外电子排布规律： 1．核外电子是分层排布的，各电子层最多容纳的电子数目为2n 2 。 2．核外电子排布符合能量最低原理，能量越低的电子离核越近。 3．最外层电子数目不超过8个（K 层为最外层时，不超过2个），次 外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。 上述几条规律相互制约，应综合考虑。 原子序数为82、88、112的如何排布？ ⅡA 族某元素的原子序数为n ，则与之同周期的ⅢA 族的元素的原 若上一周期某元素的原子序数为n ，则与之同主族的下一周期的元素的 原子序数可能为n+2、n+8、n+18、n+32。 元素金属性、非金属性强弱的比较： 1．金属性强弱的比较依据： （1）根据周期表中的位置； （2）根据金属活动性顺序表（盐溶液之间的置换关系、阳离子在水 溶液中电解时放电的一般顺序）； （3）根据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度； （4）根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱； （5）根据构成原电池时的正负极。 2．非金属性强弱的比较依据： （1）根据周期表中的位置； （2）根据置换关系判断（阴离子在水溶液中电解时放电的一般顺序）； （3）根据与金属反应的产物比较； （4）根据与H 2化合的难易程度及气态氢化物的稳定性、还原性； （5）根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 微粒半径大小的比较： 1． 同周期，从左向右，随核电荷数的递增，原子半径越来越小，到惰 性气体原子半径突然增大。 2．同主族，从上向下，随电子层数递增，原子半径、离子半径越来越大。 3．同种元素的不同微粒，核外电子数越多，半径越大，即：阳离子 半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径。 4．核外电子层结构相同的不同微粒，核电荷数（即质子数）越多， 对电子的吸引力越强，微粒半径越小。 电子层结构相同的微粒: ①常见的2电子微粒：分子有：H 2、He ；阴离子有： H －；阳离子有：Li ＋。 ②常见的10电子微粒：分子有：Ne 、CH 4、NH 3、 H 2O 、HF ；阳离子有：Na +、Mg 2+、Al 3+、NH 4+、 H 3O +；阴离子有：F -、O 2-、N 3-、OH - 、NH 2-。 ③常见的18电子微粒：分子有：Ar 、SiH 4、PH 3、 1．熟记并正确书写常见元素的名称、符号、离子符号。 2.熟悉常见元素的化合价，能根据化合价正确书写化学式(分子式)，或根据化学式判断元素的化合价。 3.掌握原子结构示意图、电子式等表示方法。 4.了解相对原子质量、相对分子质量的定义，并能进行相关计算。 5.了解元素、核素和同位素的含义。 6.了解原子的构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。 7.了解原子核外电子排布规律。 8.掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 9.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。10.以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。11.了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。12.了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。 1．(2019·全国卷Ⅰ)科学家合成出了一种新化合物(如图所示)，其中W、X、Y、Z为同一短周期元素，Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半，下列叙述正确的是() A．WZ的水溶液呈碱性 B．元素非金属性的顺序为X>Y>Z C．Y的最高价氧化物的水化物是中强酸 D．该新化合物中Y不满足8电子稳定结构 C[W、X、Y、Z为同一短周期元素，可能同处于第二或第三周期，观察新化合物的结构示意图可知，X为四价，X可能为C或Si。若X为C，则Z核外最外层电子数为C原子核外电子数的一半，即为3，对应B元素，不符合成键要求，不符合题意，故X为Si，W能形成＋1价阳离子，可推出W为Na元素，Z核外最外层电子数为Si原子核外电子数的一半，即为7，可推出Z为Cl 元素。Y能与2个Si原子形成共价键，另外得到1个电子达到8电子稳定结构，说明Y原子最外层有5个电子，进一步推出Y为P元素，即W、X、Y、Z分别为Na、Si、P、Cl元素。A项，WZ为NaCl，其水溶液呈中性，错误；B项，元素非金属性：Cl>P>Si，错误；D项，P原子最外层有5个电子，与2个Si原子形成共价键，另外得到1个电子，在该化合物中P元素满足8电子稳定结构，错误。] 2．(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() 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：W 《元素周期律》专项练习 1．已知 33As、 35 Br位于同一周期。下列关系正确的是( ) A．原子半径：As>Cl>P B．热稳定性：HCl>AsH 3 >HBr C．还原性：As3－>S2－>Cl－D．酸性：H 3AsO 4 >H 2 SO 4 >H 3 PO 4 2．中学化学中很多“规律”都有其使用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是( ) A．根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO 2 通入NaClO溶液中能生成HClO B．根据主族元素最高正价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是＋7价C．根据F、Cl、Br、I非金属性依次减弱，推出HF、HCl、HBr、HI的酸性依次减弱 D．若M＋和R2－的核外电子层结构相同，则可推出离子半径：R2－ 物质结构 元素周期律 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 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ① 、 原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li 《物质结构与元素周期律》易错知识点总结 2011-12-02 10:48:08来源: 作者: 【大中小】浏览:155次评论:0条 【内容讲解】 第一部分物质结构 一．原子组成 1、并不是所有的原子都含有中子，11H原子核内就只有一个质子而没有中子。 2、只有呈电中性的原子核电荷数才等于核外电子数；核电荷数和核外电子数相等的微粒一定是同类微粒（原子、阳离子或阴离子）。 二．概念辨析 1、同位素研究的对象是原子，同系物研究的对象是有机物，同分异构体研究的对象是化合物。 2、同种元素的不同核素化学性质基本相同，物理性质不同。 3、原子量是相对原子质量的简称，而元素周期表中的原子量是元素的原子量，是一个加权平均值。 三．核外电子排布规律 1、注意原子结构示意图和电子式的区别： 原子结构示意图：描述原子核电荷数（质子数）和核外电子排布情况的示意图； 电子式：在元素符号周围用●或X来表示微粒（原子、分子、离子）中原子的最外层电子的式子。 2、特别要注意用电子式表示离子化合物和共价化合物形成过程的区别。 四．微粒半径大小的比较 1、阳离子半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径。 2、核外电子层结构相同的原子和单原子离子（例如2e-、10e-、18e-微粒）在元素周期表中的位置规律，原子半径和离子半径顺序。 五．化学键 1、离子键和共价键的形成过程；极性键和非极性键的区别。 2、熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物；溶解在水中不能电离的化合物通常是共价化合物，但溶解在水中能电离的化合物可能是共价化合物也可能是离子化合物。 3、离子化合物中一定含有离子键，有离子键的化合物一定是离子化合物；共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物；极性键和离子键都只有存在于化合物中，非极性键可以存在于单质、离子化合物或共价化合物中。 六．分子间作用力、氢键 1、分子间作用力的强度远远小于化学键，由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力大小决定。 2、含有氢键的物质沸点升高；氢键的强弱介于分子间作用力和化学键之间。 【错例解析】 1．下列指定微粒的个数比为2：1的是 A．Be2+离子中的质子和电子 B．21H原子中的中子和质子 C．NaHCO3晶体中的阳离子和阴离子 D．BaO2（过氧化钡）固体中的阴离子和阳离子 [注] 答案是A，特别要注意C和D选项中离子化合物是由什么离子构成的。补充：NaHSO4是由Na+和HSO4—构成的，但是溶于水电离成Na+、H+和SO42—。 2．下列各项中表达正确的是 A．F－的结构示意图：B．CO2的分子模型示意图： C．NaCl的电子式：D．N2的结构式：:N≡N: [注] 答案是A，特别要注意B选项：CO2分子是直线型的，还有D选项：把结构式和电子式混淆了。 3．某元素构成的双原子分子有三种，其相对分子质量分别为158、160、162。在天然单质中，此三种单质 “元素周期律专题”复习教学设计 师大学良乡附属中学焕亮平英 1、指导思想与理论依据 建构主义理论认为学习过程不是学习者被动地接受知识，而是积极地建构知识的过程。学习不是教师向学生传递知识的过程，而是学生建构自己的知识和能力的过程。本节课学生运用周期律知识完成、改编典型例题，交流改编成果，自主复习周期律知识，并构建完善的知识体系。通过学生思维的冲撞、渗透、磨合，带领学生进入理解和感悟的空间，促使学生学会跳出题海，同时培养学生的表达能力和资源共享精神。 2、教学容分析 元素周期律专题是高三化学基本理论的教学容。它的教学容主要包括（1）能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系；（2）能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。元素周期律的学习和应用贯穿了整个中学化学学习的始终，是学习中学无机化学的理论指导。高三对于元素周期律这部分知识、能力的要求高于高一、高二的水平,它要求学生熟悉元素周期律在高考命题中的主要题型，掌握其解题规律和技巧，同时能应用元素周期律知识去解决日常生活、工农业生产和科研实际问题。 “元素周期律专题”分2个课时完成。 第1课时：重建元素周期律的知识体系 第2课时：应用元素周期律知识来解决问题 3、学生情况分析 知识结构分析：本班学生基础较为薄弱，分析能力、理解能力不是很高，但沟通能力强、勇于表达自己的想法。 信息素养分析：学生能够从文字资料中筛选出自己所需的信息，但对信息的审读能力不是很全面。遗漏信息、误读信息是学生完成习题的一个不可忽视的障碍。 学习需要分析：从短期目标高考分析，进入高三的学生高考意识比较强，需要强化高考题，强化高考题中的热点问题，能够构建自己的知识体系。从长期目标个人的长远发展分析他们需要提高表达、与人合作、处理信息的能力。 心理分析：学生进入高三后，既想跳出题海，又不敢跳出题海。忙于做完题，做很多题而不是清清楚楚去做一道题，做到举一反三。 4、教学目标设计 （1）基本目标 知识与技能：能结合有关数据（原子核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价等）认识元素周期律。了解原子结构与元素得失电子能力（金属性与非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性等）的关系。知道周期与族的概念，能描述元素周期表的结构。认识元素在周期表中的位置与其原子的电子层结构的关系;知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。 过程与方法：在设计选项、改编例题中，学生自主进行知识的重组，培养了学生知识归纳能力,引导学生跳出题海。 情感态度与价值观：感受元素周期律与元素周期表在化学学习、科学研究和生产实践中的重要作用。 （2）发展性目标 物质结构与元素周期律 一、原子的构成 1、原子： 2、两个关系式： （1）核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数＝原子序数。 （2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）。 【例 1】某元素的一种核素X的原子质量数为A，含N个中子，它与1H原子组成H m X分子，在a g H m X分子中含质子的物质的量是() 二、核外电子排布 1、电子运动特点：①较小空间；②高速；③无确定轨道。 2、电子云：表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子的多少。 3、电子层：根据电子能量高低及其运动区域不同，将核外空间分成个电子层。 表示：层数 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q n值越大，电子运动离核越远，电子能量越高。电子层实际上并不存在。 4、能量最低原理：电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后排布在能量稍 高的电子层，即电子由内而外逐层排布。 5、排布规律：①各电子层最多容纳的电子数目是个。 ②最外层电子数不超过个。（K层为最外层时不超过2个） ③次外层电子数不超过个，倒数第三层电子数不超过32个。 6、表示方法： ①原子、离子结构示意图。 ②原子、离子的电子式。 三、电子式的书写 【例 2】下列化学用语中，书写错误的是( ) 根据元素周期律，把相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行， 这样得到的表就叫做元素周期表。 1、编排依据 （1）按原子序数递增的顺序从左到右排列。 （2）将电子层数相同的元素排成一个横行，得到。 （3）把最外层电子数相同的元素排成一个纵行，得到。 2、结构 短周期：1、2、3 周期（7个横行）长周期：4、5、6 不完全周期：7 7个主族：ⅠA～ⅦA 族（18个纵行）7个副族：ⅠB～ⅦB 16个族第Ⅷ族 零族（稀有气体） 【例 3】甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是() A．x＋2B．x＋4 C．x＋8 D．x＋18 【例 4】若甲、乙分别是同一周期的ⅡA和ⅢA元素，原子序数分别为m和n，则下列关于m 和n的关系不正确的是 ( ) A．n＝m＋1 B．n＝m＋18 C．n＝m＋25 D．n＝m＋11 【例 5】下列叙述中正确的是() A．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B．除短周期外，其他周期均有18种元素 C．副族元素中没有非金属元素 D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素 物质结构与元素周期律高考题,20道 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN 物质结构与元素周期律 1.【2016-浙江】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子核外最外层电子数是其电子层数的2倍，X、Y的核电荷数之比为3:4。W?的最外层为8电子结构。金属单质Z在空气中燃烧生成的化合物可与水发生氧化还原反应。下列说法正确的是（） A．X与Y能形成多种化合物，一般条件下都能与Z的最高价氧化物的水化物发生反应 B．原子半径大小：X＜Y，Z＞W C．化合物Z2Y和ZWY3都只存在离子键 D．Y、W的某些单质或两元素之间形成的某些化合物可作水的消毒剂 2.【2016-新课标III】四种短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X的简单离子具有相同电子层结构，X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的，W与Y同族，Z与X形成的离子化合物的水溶液呈中性。下列说法正确的是（） A．简单离子半径：W< X 4.【2016-新课标I】短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。m、p、r 是由这些元素组成的二元化合物，n是元素Z的单质，通常为黄绿色气体，q的水溶液具有漂白性，0.01 mol·L–1r溶液的pH为2，s通常是难溶于水的混合物。上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是 （） A．原子半径的大小W 第1页 专题六 元素周期律与元素周期表2年高考题练习 2012年高考 1．(2012新课标?13)短周期元素W 、X 、Y 、Z 的原子序数依次增大，其中W 的阴离子的核外电子数与X 、Y 、 Z 原子的核外内层电子数相同。X 的一种核素在考古时常用来鉴定一些文物的年代，工业上采用液态空气分馏方法来生产Y 的单质，而Z 不能形成双原子分子。根据以上叙述，下列说法中正确的是 A ．上述四种元素的原子半径大小为W 物质结构 元素周期律中子N （核素）原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 ： 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 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如： Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li 2014届高三化学高考复习教学案 1 物质结构和元素周期表专题 1．(2012福建?8)短周期元素R 、T 、Q 、W 在元素周期表中的相对位置如右下图所示，其中T 所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确．．． 的是 A ．最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q B ．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q 高考化学—元素周期律的综合压轴题专题复习附详细答案 一、元素周期律练习题（含详细答案解析） 1．下表列出了①～⑩十种元素在周期表中的位置。 族 周期ⅠA0 1①ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 2②④⑩ 3⑤⑥⑦③⑧⑨ 回答下列问题： (1)①、④按原子个数比1:1 组成的分子的电子式为____________________ ；由②、④两种元素组成的一种无毒化合物的结构式为 _____________________。 (2)这10种元素中，化学性质最不活泼的元素是_____________(填元素符号，下同)，得电子能力最强的原子是__________________，失电子能力最强的单质与水反应的化学方程式是_________________________。 (3)用化学方程式表示②和⑨两种元素的非金属性强弱：________________________ 。 (4)元素③的气态氢化物和元素⑧的气态氢化物中，易于制备的是 ____________________(填化学式) (5)元素⑤的最高价氧化物对应的水化物与元素⑦的最高价氧化物对应的水化物反应，其离子方程式为 ______________________________。 (6)元素①、④、⑤两两之间可以形成两种类型的化合物，写出一种共价化合物的化学式：___________________ ；写出一种离子化合物的化学式：______________________。 【答案】 O=C=O Ne O 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 2HClO4 +Na2CO3=CO2↑+2NaClO4 +H2O H2S Al(OH) 3 +OH- = AlO2- +2 H2O H2O(或H2O2) Na2O(或Na2O2或NaH) 【解析】 【分析】 从表中元素所在的位置，可推出①为氢(H)，②为碳(C)，③为磷(P)，④为氧(O)，⑤为钠(Na)，⑥为镁(Mg)，⑦为铝(Al)，⑧为硫(S)，⑨为氯(Cl)，⑩为氖(Ne)。 【详解】 (1)①、④为H和O，二者按原子个数比1:1 组成分子H2O2，电子式为；②、④两种元素为C和O，二者组成的一种无毒化合物为CO2，结构式为 O=C=O，答案为：；O=C=O； (2)这10种元素中，化学性质最不活泼的元素是稀有气体元素Ne；得电子能力最强的原子是O；失电子能力最强的元素是Na，它的单质与水反应生成NaOH和H2，化学方程式是 第一章物质结构元素周期律 元素周期表 知识概要： 一、元素周期表 1.元素周期表的发现与发展： 1869年，俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行，制出了第一张元素周期表。当原子结构的奥秘被发现以后，元素周期表中的元素排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，周期表也逐渐演变成我们常用的这种形式。按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。人们发现，原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系： 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 2.元素周期表的结构： （1）元素周期表的排列原则 横行：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 纵行：最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序自上而下排列。 （2）周期 （3）族 按电子层数递增的顺序，把不同横行中最外层电子数相同的元素由上而下排成纵行，元素周期表共有18个纵行，它们又被划分为16个族。 （4）元素周期表的结构 周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七个横行） 周期表长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA 族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB 第Ⅷ族1个（3个纵行） 零族（1个）稀有气体元素 （5）认识周期表中元素相关信息 随堂检测（一） 1.已知某主族元素的原子结构示意图如下,判断其位于第几周期第几族 2.主族元素在周期表中的位置取决于该元素的( ) A.相对原子质量和核外电子数 B.电子层数和最外层电子数 C.相对原子质量和最外层电子数 D.电子层数和次外层电子数 3.下列各表为周期表的一部分(表中为原子序数),其中正确的是( ) A. 234 11 19 B. 2 1011 1819 C. 6 111213 24 D. 67 14 3132 26 Fe 铁 3d6 4s2 专题九物质结构和元素周期律 考点一原子构成和核外电子排布 1．氕化锂、氘化锂、氚化锂都可作为发射“嫦娥一号”卫星的火箭引燃剂。下列说法正确的是（）A．1H、D＋、T2互为同位素 B．LiH、LiD、LiT含有的电子总数分别为3、4、5 C．7LiH、7LiD、7LiT的摩尔质量之比为1∶1∶1 D．它们都是离子化合物，常作还原剂 2．甲、乙、丙、丁是4种短周期元素，它们的原子序数依次增大，其中甲和丙、乙和丁分别是同主族元素，又知乙、丁两元素的原子核中质子数之和是甲、丙两元素原子核中质子数之和的2倍，甲元素的一种核素核内无中子。 (1)丙、丁组成的常见化合物，其水溶液呈碱性，原因是______________________(用离子方程式表示)；写出两种均含甲、乙、丙、丁四种元素的化合物相互间发生反应，且生成气体的离子方程式_____________________________________。 (2)丁的单质能跟丙的最高价氧化物的水化物的浓溶液发生氧化还原反应，生成的两种正盐的水溶液均呈碱 性，写出该氧化还原反应的离子方程式____________________________。 (3)甲、乙、丁可形成A、B两种微粒，它们均为负一价双原子阴离子且A有18个电子，B有10个电子， 则A与B反应的离子方程式为________________________________。 (4)4.0 g丁单质在足量的乙单质中完全燃烧放出37.0 kJ热量，写出其热化学方程式 _____________________________________。 考点二元素周期表的结构和元素周期律 3．(2010·四川理综，8)下列说法正确的是() A．原子最外层电子数为2的元素一定处于周期表ⅡA族 B．主族元素X、Y能形成XY2型化合物，则X与Y的原子序数之差可能为2或5 C．氯化氢的沸点比氟化氢的沸点高 D．同主族元素形成的氧化物的晶体类型均相同 4．W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短周期元素，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。(1)W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生成盐和水，该反应的离子方程式为 ______________________________________。 (2)W与Y可形成化合物W2Y，该化合物的电子式为___________________。 (3)X的硝酸盐水溶液显________性，用离子方程式解释原因：________________________________。 (4)Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为 ______________________________________。 (5)比较Y、Z气态氢化物的稳定性：________>________(用分子式表示)。物质结构和元素周期律
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