2018届二轮复习原子结构元素周期律学案（全国通用）

2018届二轮复习原子结构元素周期律学案（全国通用）

专题四 原子结构 元素周期律 ‎[知识梳理]‎ 一 原子构成 ‎1．构成原子的微粒及作用 原子( ) ‎2．微粒之间的关系 ‎(1)原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数；‎ ‎(2)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；‎ ‎(3)阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数；‎ ‎(4)阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。‎ ‎3．表示原子结构的“三种方式”‎ ‎(1) 着重描述原子核的结构。‎ 例：‎ ‎(2)原子结构示意图着重描述核外电子排布情况。‎ 例：‎ ‎(3)电子式着重描述原子构成的物质中最外层电子的成键情况。‎ 例：‎ ‎4 规避4个易失分点 ‎(1)任何微粒中，质量数＝质子数＋中子数，但质子数与电子数不一定相等，如阴、阳离子中。‎ ‎(2)有质子的微粒不一定有中子，如1H；有质子的微粒不一定有电子，如H＋。‎ ‎(3)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。‎ ‎(4)核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－等，NH与OH－等。‎ 二　元素　核素　同位素 ‎1．元素、核素、同位素之间的关系 ‎2．同位素的“六同三不同”‎ ‎3．几种重要的核素 核素 U C H H O 用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子 三　核外电子排布 ‎1．能量规律 核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里。‎ ‎2．排布规律 特别提醒　核外电子的排布规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求，如M层不是最外层时，最多能容纳18个电子，当M层为最外层时，最多容纳8个电子。‎ ‎3. “10电子”和“18电子”微粒 四 元素周期表 ‎1．世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式。‎ ‎2．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。‎ ‎3．编排原则 ‎(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。‎ ‎(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。‎ ‎4．元素周期表的结构 ‎5．元素周期表中的特殊位置 ‎(1)分区 ‎①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。‎ ‎②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。‎ ‎③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。‎ ‎(2)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。‎ ‎(3)镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。‎ ‎(4)锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。‎ ‎(5)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。‎ 五 元素周期律及应用 ‎1．定义 元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。‎ ‎2．实质 元素原子核外电子排布周期性变化的结果。‎ ‎3．具体表现形式 项目 同周期(左→右)‎ 同主族(上→下)‎ 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)‎ 逐渐增大 性质 ‎　化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)‎ 相同:最高正化合价＝主族序数(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 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 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 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 气态氢化物稳定性 逐渐增强 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 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 ‎4.元素金属性强弱的比较 ‎(1)结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。‎ ‎(2)位置比较法 ‎(3) 实验比较法 ‎5．元素非金属性强弱的比较 ‎(1)结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。‎ ‎(2)位置比较法 ‎(3) 实验比较法 ‎6．元素周期表、元素周期律的应用 ‎(1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素 ‎(2)预测元素的性质(由递变规律推测)‎ ‎①比较不同周期、不同主族元素的性质 如：金属性Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2(填“＞”、“＜”或“＝”)。‎ ‎②推测未知元素的某些性质 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难 溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。‎ ‎(3)启发人们在一定区域内寻找新物质 ‎①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。‎ ‎②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。‎ ‎③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。‎ ‎7．微粒半径大小比较方法 六　离子键和共价键 离子键、共价键的比较 离子键 共价键 非极性键 极性键 概念 阴、阳离子通过静电作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对(电子云重叠)而形成的化学键 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对不偏向任何一方 共用电子对偏向一方原子 形成条件 活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键 形成的物质 离子化合物 非金属单质；某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或离子化合物 七 化学键与物质变化 ‎1．化学键的存在 ‎2．离子化合物和共价化合物的判断 ‎(1)根据化学键的类型判断 凡含有离子键的化合物，一定是离子化合物；只含有共价键的化合物，是共价化合物。‎ ‎(2)根据化合物的类型来判断 大多数碱性氧化物、强碱和盐都属于离子化合物；非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸都属于共价化合物。‎ ‎(3)根据化合物的性质来判断 一般熔点、沸点较低的化合物是共价化合物。熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。‎ ‎3．化学键与化学反应 旧化学键的断裂和新化学键的形成是化学反应的本质，是反应中能量变化的根本。‎ ‎4．化学键与物质的溶解或熔化 ‎(1)离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。‎ ‎(2)共价化合物的溶解过程 ‎①有些共价化合物溶于水后，能与水反应，其分子内共价键被破坏，如CO2和SO2等。‎ ‎②有些共价化合物溶于水后，与水分子作用形成水合离子，从而发生电离，形成阴、阳离子，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。‎ ‎③某些共价化合物溶于水后，其分子内的共价键不被破坏，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。‎ ‎(3)单质的溶解过程 某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的共价键被破坏，如Cl2、F2等。‎ ‎5．化学键对物质性质的影响 ‎(1)对物理性质的影响 金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高，就是因为其中的共价键很强，破坏时需消耗很多的能量。‎ NaCl等部分离子化合物，也有很强的离子键，故熔点也较高。‎ ‎(2)对化学性质的影响 N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2很稳定；H2S、HI等分子中的共价键较弱，故它们受热时易分解。‎ ‎6. 化学键与物质的类别 除稀有气体内部无化学键外，其他物质内部都存在化学键。化学键与物质的类别之间的关系可概括如下：‎ ‎(1)只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等。‎ ‎(2)只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等。‎ ‎(3)既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如H2O2、C2H4等。‎ ‎(4)只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。‎ ‎(5)既有离子键又有极性共价键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性共价键的物质，如Na2O2等。‎ ‎(6)仅由非金属元素形成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等。‎ ‎(7)金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如AlCl3等。‎ 八　分子间作用力和氢键 ‎1．分子间作用力 ‎(1)定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。‎ ‎(2)特点 ‎①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。‎ ‎②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用力。‎ ‎(3)变化规律 一般来说，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、沸点也越高。例如，熔、沸点：I2>Br2>Cl2>F2。‎ ‎2．氢键 ‎(1)定义：分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用。‎ ‎(2)形成条件 除H外，形成氢键的原子通常是 O、F、N。‎ ‎(3)存在 氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。‎ ‎[经典例题]‎ ‎1.W、X、Y、Z均为短周期主族元素，原子序数依次增加，且原子核外L电子层的电子数分别为0、5、8、‎ ‎8，它们的最外层电子数之和为18，下列说法正确的是(　　)‎ A．单质的沸点：W>X B．阴离子的还原性：W>Z C．氧化物的水化物的酸性：Yb>a B. a和其他3种元素均能形成共价化合物 C. d和其他3种元素均能形成离子化合物 D．元素a、b、c各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6‎ ‎3．短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。已知Y、W的原子序数之和是Z的3倍，下列说法正确的是(　　)‎ Y Z X W A.原子半径：XZ C．Z、W均可与Mg形成离子化合物 D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W ‎4.短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍，下列说法不正确的是(　　)‎ A．原子半径：W>Z>Y>X B．最高价氧化物对应水化物的酸性：X>W>Z ‎ C．最简单气态氢化物的热稳定性：Y>X>W>Z D．元素X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等 ‎5．下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是(　　)‎ A．酸性：H2SO4＞H3PO4 B．非金属性：Cl>Br C．碱性：NaOH>Mg(OH)2 D．热稳定性：Na2CO3>NaHCO3‎ ‎6．下表为元素周期表的一部分，其中X、Y、Z、W为短周期元素，W元素原子的核电荷数为X元素的2倍。下列说法正确的是(　　)‎ X Y Z W T A.X、W、Z元素的原子半径及它们的气态氢化物的热稳定性均依次递增 B．Y、Z、W元素在自然界中均不能以游离态存在，它们的最高价氧化物的水化物的酸性依次递增 C．YX2晶体熔化、液态WX3气化均需克服分子间作用力 D．根据元素周期律，可以推测T元素的单质具有半导体特性，T2X3具有氧化性和还原性 ‎7．短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X原子最外层有6个电子，Y是至今发现的非金属性最强的元素，Z在周期表中处于周期序数等于族序数的位置，W的单质广泛用作半导体材料。下列叙述正确的是(　　)‎ A．原子最外层电子数由多到少的顺序：Y、X、W、Z B．原子半径由大到小的顺序：W、Z、Y、X C．元素非金属性由强到弱的顺序：Z、W、X D．简单气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序：X、Y、W ‎8．不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱的依据是(　　)‎ 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 ‎9．甲～庚等元素在周期表中的相对位置如下表，己的最高价氧化物对应水化物有强脱水性，甲和丁在同一周期，甲原子最外层与最内层具有相同电子数。下列判断正确的是(　　)‎ A．丙与戊的原子序数相差18 B．气态氢化物的稳定性：庚<己<戊 C．常温下，甲和乙的单质均能与水剧烈反应 D．丁的最高价氧化物可用于制造光导纤维 ‎10．W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的非金属性在同周期主族元素中最强。下列说法正确的是(　　)‎ A．对应简单离子半径：X>W B．对应气态氢化物的稳定性：Y>Z C．化合物XZW既含离子键，又含共价键 D．Y的氧化物能与Z的氢化物和X的最高价氧化物对应的水化物的溶液反应 ‎11．将Na、Na2O、NaOH、Na2S、Na2SO4分别加热熔化，需要克服相同类型作用力的物质有(　　)‎ A．2种 B．3种 C．4种 D．5种 ‎12．电子式的书写与判断 ‎(1)以硼酸为原料可制得硼氢化钠(NaBH4)，它是有机合成中的重要还原剂，其电子式为_______________。‎ ‎(2) KClO4是助氧化剂，反应过程中与Na作用生成KCl和Na2O。KClO4含有化学键的类型为_____，K的原子结构示意图为_____。‎ ‎(3) 正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”‎ ‎①氯分子的电子式：(　　) ②过氧化钠的电子式： (　　)‎ ‎③氢氧根离子的电子式： (　　) ④NH4Br的电子式： (　　)‎ ‎13．随原子序数递增，八种短周期元素(用字母x等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如下图所示。‎ 根据判断出的元素回答问题：‎ ‎(1)f在周期表中的位置是________。‎ ‎(2)比较d、e常见离子的半径大小(用化学式表示，下同)：________>________；比较g、h的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱________>________。‎ ‎(3)任选上述元素组成一种四原子共价化合物，写出其电子式：__________________________________________________________。‎ ‎ 参考答案 ‎1．B　[W的L层无电子，则W为氢元素。X的L层为5个电子，则X为氮元素。Y、Z的L层均为8个电子，均在第三周期，最外层电子数之和为12。Y、Z的最外层电子数可能分别为5、7或6、6(若为4、8，则Z为Ar，不是主族元素)，若为6、6，则Y为氧元素(不在第三周期)，不可能，所以Y为磷元素，Z 为氯元素。A项，对于组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，沸点越高，H2和N2都是分子晶体，N2的相对分子质量大于H2，分子间的作用力强，所以N2的沸点高于H2，错误；B项，因为氢的非金属性弱于氯(可根据HCl中氢显＋1价判断)，所以H－还原性强于Cl－，正确；C项，由于没有说明是最高价氧化物的水化物，所以氯元素的氧化物的水化物的酸性不一定大于磷元素的氧化物的水化物，如H3PO4的酸性强于HClO，错误；D项，如离子化合物(NH4)3PO4中同时存在氮和磷两种元素，错误。]‎ ‎2．B　[a－的电子层结构与氦相同，则a为氢元素；b和c的次外层有8个电子，且最外层电子数分别为6、7，则b为硫元素，c为氯元素；d的最外层电子数为1，且c－和d＋的电子层结构相同，则d为钾元素。A项，元素的非金属性次序为Cl>S>H，正确；H2S和HCl是共价化合物，KH、K2S和KCl是离子化合物，B项错误，C项正确；D项，氢、硫、氯三种元素的最高和最低化合价分别为＋1和－1、＋6和－2、＋7和－1，因此它们各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6，正确。]‎ ‎3．C　[由题意可知，短周期元素X、Y、Z、W分别位于2、3周期，设Z的原子序数为x，则Y、W的原子序数分别为x－1、x＋9，则有x－1＋x＋9＝3x，解得x＝8，则元素X、Y、Z、W分别为Si 、N 、O、 Cl。A项，原子半径应为X>Y>Z，错误；B项，气态氢化物的稳定性应为XNa＋，错误；B项，非金属性SiSiH4，错误；NaClO是离子化合物，含有离子键，ClO－中含有共价键，正确；D项，SiO2能与NaOH溶液反应，但不能与盐酸反应，错误。]‎ ‎11答案　C 解析　Na是金属晶体，熔化破坏的是金属键；Na2O是离子晶体，熔化时破坏的是离子键；NaOH是离子化合物，熔化时断裂的是离子键；Na2S是离子化合物，熔化时断裂的是离子键；Na2SO4是离子化合物，熔化时断裂的是离子键。故上述5种物质分别加热熔化，需要克服相同类型作用力的物质有4种，选项是C。‎ ‎12答案　(1) (2) 离子键和共价键　, KClO4中K＋与ClO之间存在离子键，ClO内部Cl与O之间存在共价键。　(3)①√　②×　③√　④×‎ ‎13．【详细分析】由题中图示及同周期、同主族元素的原子半径、主要化合价的变化规律可推出八种短周期元素如下 x y z d e f g h H C N O Na Al S Cl ‎(1)f为铝元素，在周期表中的位置为：第三周期ⅢA族。(2)d、e常见离子分别为O2－、 Na＋，两种离子的电子层结构相同，核电荷数越大的离子半径越小，故r(O2－)＞r(Na＋)；由于非金属性： Cl＞S，所以g、h的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱是：HClO4＞H2SO4。(3)可组成四原子的共价化合物，有NH3、H2O2、C2H2等，其电子式分别为：或、、。‎ 答案　(1)第三周期 ⅢA族 ‎(2)r(O2－)　r(Na＋)　HClO4　H2SO4‎ ‎(3) (或、等其他合理答案均可)‎