2019高考化学考点必练专题12物质结构元素周期律知识点讲解.docx

考点十二 物质结构 元素周期律知识点讲解【知识讲解】一. 原子结构1. 原子核的构成核电荷数(Z) = 核内质子数 = 核外电子数 = 原子序数2. 质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）=近似原子量3. 原子构成4. 表示方法典例1（天津市2017-2018学年第二学期高三化学模拟）下列说法不正确的有几个质子数相同的微粒一定属于同一种元素同一元素的核素种数由中子数决定Cl2中35C1与37Cl两种核素的个数之比与HCl中35Cl与37C1的个数之比相等18 g H2O中含有的中子数为10NA标准状况下，等体积CH4和HF所含的分子数相同只有活泼金属元素与活泼非金属元素之间才能形成离子键等物质的量的CN-和N2含有的共用电子对数相等通过化学变化可以实现16O与18O之间的相互转化A 2个 B 3个 C 4个 D 5个【答案】D质量数不同,物理性质不同,在自然界中其原子百分比组成不变,故正确；18g水的物质的量为1mol，1mol水中含有8mol中子，含有的中子数为8NA，故错误；在标准状况下，CH4为气体，HF为液体，等体积CH4和HF的物质的量不同，所含的分子数不相同，故错误；非金属元素之间也可以形成离子键，如氯化铵中铵根离子与氯离子之间，所以不一定只有金属元素和非金属元素才能形成离子键，故错误；CN-离子中含有碳氮三键，带有1个单位负电荷，其电子式为：，1mol含有的共用电子对为3mol，氮气分子中存在氮氮三键，N2的电子式为：，1mol含有的共用电子对为3mol，等物质的量的CN-和N2含有的共用电子对数相等，故正确；化学变化的实质：分子的分裂，原子的重新组合，不能生成新核素，故错误；综上，不正确的有，答案选D。二. 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系1. 区别名 称元 素核 素同位素同素异形体本 质质子数相同的一类原子的总称质子数、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【名师点睛】(1) 在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。(2) 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。(3) 自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。典例2（2018届河北省石家庄市高三毕业班9月模拟考试）2016年6月8日，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC)公布了新元素的元素符号，113号元素为Nh；ll5号元素为Mc；117号元素为Ts；ll8号元素为Og。关于这四种元素，下列说法正确的是A. Al的金属性强于NhB. Mc所在族的某种元素是一种优良的半导体，并在芯片产业中应用广泛C. 气态氢化物的稳定性:HFHTsD. Og所在族的所有元素都达到了最外层8电子稳定结构【答案】C三. “10电子”、“18电子”的微粒小结 1. “10电子”微粒 分 子离 子一核10电子NeN3、O2、F、Na+、Mg2+、Al3+二核10电子HFOH三核10电子H2ONH2四核10电子NH3H3O+五核10电子CH4NH4+2. “18电子”微粒分 子离 子一核18电子ArK+、Ca2+、Cl、S2二核18电子F2、HClHS三核18电子H2S 四核18电子PH3、H2O2 五核18电子SiH4、CH3F，NH2OH 六核18电子N2H4、CH3OH 注：其它如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。典例3（2019届云南省澄江县一中高三9月份考试）已知五种元素的原子序数的大小顺序为CABDE，A，C同周期，B，C同主族。A与B形成的离子化合物A2B中所有离子的电子数相同，其电子总数为30；D和E可形成4核10个电子的分子。试回答下列问题：(1)写出五种元素的元素符号：A：_、B：_、C：_、D：_、E：_。(2)用电子式表示离子化合物A2B的形成过程：_。(3)写出下列物质的电子式：D元素形成的单质：_。E与B形成的化合物：_。A，B，E形成的化合物：_。D与E形成的化合物：_。C，D，E形成的离子化合物：_。【答案】NaOSNH或(或)【解析】（3）D元素形成的单质为N2，其电子式为：；E与B形成的化合物为H2O或H2O2，电子式为：或；A、B、E形成的化合物为NaOH，其电子式为：；D与E形成的化合物为NH3等，NH3电子式为：，故答案为：；C、D、E形成的离子化合物为（NH4）2S或NH4HS，电子式为或。四. 元素周期表的结构1. 周期周 期行 数所含元素种类数每周期的起止元素及其原子序数短周期一121H2He二283Li10Ne三3811Na18Ar长周期四41819K36Kr五51837Rb54Xe六63255Cs86Rn七732(填满时)87Fr118X(X表示未发现的118号元素)2. 族主 族副 族第族副 族主 族0族列序数123456789101112131415161718族序数AABBBBBBBAAAAA03. 过渡元素元素周期表中从B到B共10个纵行，包括了第族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：(1) 第A族与第B族之间，即第2、3列之间；(2) 第B族与第A族之间，即第12、13列之间。典例4（2018届湖南省常德市高三第一次模拟考试）X、Y、Z、M、R为五种短周期元素，其原子半径和最外层电子数之间的关系如图所示。下列说法正确的是A. 简单阳离子半径:XRB. 最高价氧化物对应水化物的酸性:ZW【答案】B七. 元素金属性、非金属性强弱判断依据1. 元素金属性强弱判断依据根据常见金属活动性顺序表判断金属元素的金属性与金属单质的活动性一般是一致的，即越靠前的金属活动性越强，其金属性越强。 。 Na Mg Al Zn Fe 。 单质活动性增强，元素金属性也增强需说明的是这其中也有特殊情况，如Sn和Pb，金属活动性SnPb，元素的金属性是SnPb，如碰到这种不常见的元素一定要慎重，我们可采用第二种方法。根据元素周期表和元素周期律判断同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，如第三周期Na Mg Al；同主族元素从上到下金属性增强，如1中所述，Sn和Pb同属主族，Sn在Pb的上方 ，所以金属性SnPb。根据物质之间的置换反应判断通常失电子能力越强，其还原性越强，金属性也越强，对于置换反应，强还原剂和强氧化剂生成弱还原剂和弱氧化剂，因而可由此进行判断。如：Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu 说明铁比铜金属性强。这里需说明的是Fe对应的为Fe2+，如：Zn + Fe2+ = Zn2+ + Fe 说明金属性ZnFe，但Cu +2Fe3+ = Cu2+ + 2Fe2+，却不说明金属性CuFe，而实为FeCu。根据金属单质与水或酸反应的剧烈程度或置换氢气的难易判断某元素的单质与水或酸反应越容易、越剧烈，其原子失电子能力越强，其金属性就越强。如Na与冷水剧烈反应，Mg与热水缓慢反应，而Al与沸水也几乎不作用，所以金属性有强到弱为Na Mg Al；再如：Na、Fe、Cu分别投入到相同体积相同浓度的盐酸中，钠剧烈反应甚至爆炸，铁反应较快顺利产生氢气，而铜无任何现象，根本就不反应，故金属性强弱：Na Mg Al。 根据元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱判断如从NaOH为强碱，Mg(OH)2为中强碱，Al(OH)3为两性氢氧化物可得知金属性：Na Mg Al。根据组成原电池时两电极情况判断通常当两种不同的金属构成原电池的两极时，一般作负极的金属性较强如Zn和Cu比较时，把Zn和Cu用导线连接后放入稀硫酸中，发现铜片上有气泡，说明锌为负极，故金属性ZnCu。但也应注意此方法判断中的特殊情况，如铝和铜用导线连接后放入冷浓硝酸中，因铝钝化，铜为负极，但金属性却为AlCu。根据金属阳离子氧化性强弱判断一般来说对主族元素而言最高价阳离子的氧化性越弱，则金属元素原子失电子能力越强，即对应金属性越强。根据在电解过程中的金属阳离子的放电顺序判断放电顺序：Ag+Hg2+Cu2+Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+在电解过程中一般先得到电子的金属阳离子对应金属的金属性比后得到电子的金属阳离子对应金属的金属性弱，即位置越靠前的对应金属的金属性越弱。如含有Cu2+ 和Fe2+的溶液电解时Cu2+先得电子，所以金属性FeCu。其实这一方法同7本质上是一样的。根据金属失电子时吸收能量多少判断元素原子或离子失去或得到电子时必然伴随有能量变化，就金属元素原子失电子而言，在一定条件下，失电子越容易，吸收的能量越少金属性越强；失电子越难，吸收的能量越多，金属性越弱。如两金属原子X、Y，当它们分别失去一个电子后，都形成稀有气体原子电子层结构X吸收的能量大于Y，故金属性YX。由以上分析可知，在判断金属性强弱时要综合运用各方面知识进行，以防判断时出现偏颇。2. 元素非金属性强弱判断依据根据元素周期表判断同一周期从左到右，非金属性逐渐增强；同一主族从上到下非金属性逐渐减弱。从元素单质与氢气化合难易上比较非金属单质与H2化合越容易，则非金属性越强。如：F2与H2可爆炸式的反应，Cl2与H2点燃或光照即可剧烈反应，Br2与H2需在200时才缓慢进行，而I2与H2的反应需在更高温度下才能缓慢进行且生成的HI很不稳定，同时发生分解，故非金属性FClBrI。 从形成氢化物的稳定性上进行判断氢化物越稳定，非金属性越强。如：H2S在较高温度时即可分解，而H2O在通电情况下才发生分解，所以非金属性OS。从非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断（F除外，因F无正价）若最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强。例如：原硅酸（H4SiO4）它难溶于水，是一种很弱的酸，磷酸（H3PO4）则是中强酸，硫酸（H2SO4）是强酸，而高氯酸（HClO4）酸性比硫酸还要强，则非金属性SiPSY如已知：2H2S + O2 = 2S + 2H2O，则非金属性OS；另卤素单质间的置换反应也很好的证明了这一点。从非金属阴离子还原性强弱判断非金属阴离子还原性越强，对应原子得电子能力越弱，其非金属性越弱，即“易失难得”，指阴离子越易失电子，则对应原子越难得电子。从对同一种物质氧化能力的强弱判断如Fe和Cl反应比Fe和S反应容易，且产物一个为Fe3+，一个为Fe2+，说明Cl的非金属性比S强。根据两种元素对应单质化合时电子的转移或化合价判断 一般来说，当两种非金属元素化合时，得到电子而显负价的元素原子的电子能力强于失电子而显正价的元素原子。如：S + O2 = SO2，则非金属性OS。从等物质的量的非金属原子得到相同数目电子时放出能量的多少判断非金属性强时，放出能量多，非金属性弱时，放出能量少。综上所述可知，元素的金属性和非金属性与元素得失电子能力以及对应单质或离子的氧化性和还原性有着密不可分的关系，它们可相互推导；这部分内容也是对金属元素和非金属元素知识的整合与提高，一定要详细分析，理解记忆，才能拨开解题时的种种迷雾，得出正确答案。典例7（2018届四川省成都市郫都区高三期中）利用右图所示装置进行下列实验，能得出相应实验结论的是选项实验结论A稀硫酸Na2SO3Na2SiO3溶非金属性：SSiB浓硫酸蔗糖溴水浓硫酸具有脱水性、氧化性C稀盐酸Na2SO3Ba(NO3)2溶液SO2与可溶性钡盐均可生成白色沉淀D浓硝酸Na2CO3Na2SiO3溶液酸性：硝酸碳酸硅酸【答案】B八. 化学键1. 概念：使离子相互结合或原子相互结合的作用力。2. 分类 离子键 化学键 极性共价键 共价键 非极性共价键典例8（2018届山东省潍坊市上学期高三期中考试）W、X、Y、Z是四种短周期非金属元素，原子序数依次增大。X、Y原子核外L电子层的电子数之比为3：4，X与Z为同主族元素，且X、Y、Z的最外层电子数之和为16，W的简单离子W-能与水反应生成单质W2。下列说法正确的是A. 单质熔点：ZYB. W与X形成的化合物中只含有极性键C. 最高价氧化物对应水化物的酸性：ZYD. 气态氢化物的热稳定性：ZX【答案】C【解析】W、X、Y、Z是四种短周期非金属元素，原子序数依次增大。W的简单离子W-能与水反应生成单质W2，则W应该是H，X、Y原子核外L电子层的电子数之比为3：4，即 X 、Y原子核外L电子层的电子数分别为3、4或6、8，结合X与Z为同主族元素，且X、Y、Z的最外层电子数之和为16，推出X为O、Y为Si、Z为S。