2014届高考化学物质结构与元素周期律梳理复习课件.ppt

第二讲 元素周期律和元素周期表,1掌握元素周期律的实质。 2了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 3了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递 变规律。 4以第3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。 5以A族和A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。 6了解电离能的含义，了解同一短周期、同一主族中元素电离能的变化规律。 7了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。,1元素周期表的结构和元素周期律。 2元素“位置、结构、性质”关系的综合应用。 3元素的综合推断。,一、元素周期律 1定义 元素的性质随 的递增而呈 变化的规律。 2实质 元素原子 的结果。,原子序数,周期性,核外电子排布周期性变化,3具体表现,依次递增,相同,增多,1,8,逐渐减小,1,7,4,1,逐渐减弱,逐渐增强,依次增大,依次增加,相同,逐渐增大,逐渐增强,逐渐减弱,结合碱金属和卤素知识，回答下列问题。 (1)通过哪些事实可以比较元素的金属性强弱？ 提示 通过单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度，以及它们的最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性来比较。越容易置换出氢，说明元素的金属性越强，氢氧化物的碱性越强，说明元素的金属性越强。另外通过单质间的置换反应也可以比较。,(2)通过哪些事实可以比较元素的非金属性强弱？ 提示 通过与氢气生成氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性或最高价氧化物的水化物的酸性来比较。越容易与氢气化合、生成的氢化物越稳定，说明元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强，说明元素的非金属性越强。另外通过单质间的置换反应也可以比较。,二、元素周期表 1原子序数 对于一个原子：原子序数 。 2元素周期表 (1)编排原则： 把 相同的元素按 递增顺序从左到右排成一横行，共有 个横行。 把不同横行中 相同的元素按 递增的顺序从上到下排成一纵行，共有 纵行。,核电荷数,质子数,核外电子数,质量数,中子数,电子层数,原子序数,7,最外层电子数,电子层数,18,2,8,8,18,18,32,2,10,18,36,54,(3)族 主族：由 元素和 元素共同组成的族(第18列除外),短周期,长周期,A,A,A,A,A,A,A,副族：仅由 元素组成的族(第8、9、10列除外) 族：包括 三个纵列。 0族：第 纵列，该族元素又称为 元素。,长周期,B,B,B,B,B,B,B,8、9、10,18,稀有气体,(4)分区 分界线：沿着元素周期表中 与 的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。 各区位置：分界线左下方为 ，分界线右上方为 。 分界线附近元素的性质：既表现 的性质，又表现 的性质。,硼、硅、砷、碲、砹,铝、锗、锑、钋,金属元素区,非金属元素区,金属元素,非金属元素,(5)元素周期表中的特殊位置 过渡元素：元素周期表中部从 族到 族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 镧系：元素周期表第 周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 锕系：元素周期表第 周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 超铀元素：在锕系元素中92号元素轴(U)以后的各种元素。,B,B,6,7,元素周期表在科研、生产等方面有哪些指导意义？ 提示 (1)科学预言方面的意义在于为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。(2)对工农业生产的指导意义在于在周期表中一定的区域内寻找新的物质。(3)对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系。,三、电离能和电负性 1电离能 (1)含义 第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 ，符号I，单位 。 (2)规律 同周期：第一种元素的第一电离能 ，最后一种元素的第一电离能 ，总体呈现 的变化趋势。 同族元素：从上至下第一电离能 。 同种原子：逐级电离能越来越 (即I1 I2 I3)。,最低能量,kJmol1,最小,最大,从左至右逐渐增大,逐渐减小,大,2电负性 (1)含义：不同元素的原子在化合物中 能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中 的能力越 。 (2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为 和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。,吸引键合电子,吸引键合电子,强,4.0,(3)变化规律 金属元素的电负性一般 ，非金属元素的电负性一般 ，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐 ，同主族从上至下，元素的电负性逐渐 。,小于1.8,大于1.8,增大,减小,“三个”规律 微粒半径的大小比较 一看电子层数：同主族元素的微粒，电子层数越多，半径越大； 二看核电荷数：在同周期中的原子，核电荷数越大，半径越小； 三看电子数：在电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大。,“三角”规律 元素周期表中的“三角”规律 若A、B、C三种元素位于元素周期表中如右图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。 (1)原子半径：CAB； (2)金属性：CAB； (3)非金属性：BAC。,两条规律 元素周期表中元素的电子排布和化合价规律 (1)从元素周期表归纳电子排布规律 最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。 最外层有1个或2个电子，则可能是A、A族元素，也可能是副族或0族元素氦。 最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。 某元素的阴离子最外层电子数与次外层相同，则该元素位于第3周期。 电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期；若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。,(2)从元素周期表归纳元素化合价规律 主族元素的最高正价等于主族序数，且等于主族元素原子的最外层电子数(O除外)，其中氟无正价。 主族元素的最高正价与最低负价的绝对值之和为8，绝对值之差为0、2、4、6的主族元素分别位于A、A、A、A族。,两个应用 1电离能的应用 (1)判断金属性与非金属性强弱。 (2)分析原子核外电子层结构，如某元素的In1In，则该元素的最外层电子数为n。 (3)判断化学键类型。 2电负性的应用 (1)判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及金属性与非金属性的强弱。 (2)判断元素在化合物中的价态。 (3)判断化学键类型。,我的闪记 元素周期表的结构为“七横七周期，三短三长一不全；十八纵行十六族，七主七副一一0”。 从左到右族的分布： A、A、B、B、B、B、B、B、B、A、A、A、A、A、0。 0族原子序数 He 2，Ne 10，Ar 18，Kr 36，Xe 54，Rn 86。 同周期第A和第A原子序数的差值可能为：1、11、25。,必考点40 元素金属性和非金属性的比较方法,【典例1】 某化学兴趣小组为探究元素性质的递变规律，设计了如下系列实验。 .(1)将钠、钾、镁、铝各1 mol分别投入到足量的0.1 molL1的盐酸中，试预测实验结果：_、与盐酸反应最剧烈，_与盐酸反应最慢。 (2)将NaOH溶液与NH4Cl溶液混合生成NH3H2O，从而验证NaOH的碱性大于NH3H2O，继而可以验证Na的金属性大于N，你认为此设计是否合理？并说明理由：_。,.利用下图装置可以验证非金属性的变化规律。 (3)仪器A的名称为_，干燥管D的作用是_。,(4)实验室中现有药品Na2S、KMnO4、浓盐酸、MnO2，请选择合适药品设计实验验证氯的非金属性大于硫：装置A、B、C中所装药品分别为_、_、_，装置C中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，离子方程式为 _。 (5)若要证明非金属性：CSi，则A中加_、B中加Na2CO3、C中加_溶液，观察到C中溶液的现象为 _。,解析 (4)由题中所给药品可知可用Na2S与氯气发生置换反应判断非金属性强弱，因为无加热装置，所以只能选择KMnO4与浓盐酸反应制取氯气；(5)由B中药品Na2CO3可知，用最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断非金属性强弱，所以A中加入硫酸，B、C装置中加入相应的盐。,答案 (1)钾 铝 (2)不合理，用碱性强弱比较金属性强弱时，一定要用元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较，NH3H2O不是N元素最高价氧化物对应的水化物 (3)分液漏斗 防止倒吸 (4)浓盐酸 KMnO4 Na2S S2Cl2=S2Cl (5)硫酸 Na2SiO3 有白色胶状沉淀产生,判断元素金属性(或非金属性)的强弱的方法很多，但也不能滥用，有些是不能作为判断依据的，如：通常根据元素原子在化学反应中得、失电子的难易判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据得、失电子的多少。通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。,【应用1】 短周期金属元素甲戊在元素周期表中的相对位置如表所示。下列判断正确的是 ( )。 A丙的单质能从丁的硫酸盐溶液中置换出丁的单质 B金属性：甲丙 C氢氧化物碱性：丙丁戊 D丙与戊最高价氧化物的水化物间发生的反应，不能证明丙和戊的金属性强弱,解析 本题考查元素周期表和元素周期律，意在考查考生对元素周期律的理解和应用能力。根据题意可知甲、乙、丙、丁、戊分别为Li、Be、Na、Mg、Al。钠与硫酸镁溶液的反应为2Na2H2O=2NaOHH2，2NaOHMgSO4=Mg(OH)2Na2SO4，A项错误；根据同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强，则金属性：甲丁戊，由于元素的金属性越强，其氢氧化物碱性越强，故氢氧化物的碱性；丙丁戊，通过反应NaOHAl(OH)3=NaAlO22H2O可以证明钠元素的金属性比铝元素强，C项正确，D项错误。 答案 C,必考点41 微粒半径大小比较的常用规律 1同周期元素的微粒 同周期元素的原子或最高价阳离子或最低价阴离子半径 随核电荷数增大而逐渐减小(稀有气体元素除外)，如 NaMgAlSi，NaMg2Al3，S2Cl。 2同主族元素的微粒 同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增 大，如LiNaK，LiNaK。,3电子层结构相同的微粒 电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括 阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小，如O2FNa Mg2Al3。 4同种元素形成的微粒 同种元素原子形成的微粒电子数越多，半径越大。如Fe3 Fe2Fe，HHH。,【典例2】 已知短周期元素的离子：aA2、bB、cC3、dD都具 有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是 ( )。 A原子半径ABDC B原子序数dcba C离子半径CDBA D单质的还原性ABDC,解析 将四种离子分成阳离子与阴离子两类，分析原子序数及离子半径。阳离子aA2、bB因具有相同的电子层结构，故原子序数ab，离子半径AD。再将其综合分析，因四种离子具有相同的电子层结构，故A、B位于C、D的下一周期，其原子序数为abdc，离子半径AACD，单质的还原性BACD。 答案 C,以上规律对于原子、离子之间的半径比较均适用。稀有气体元素的原子半径与同周期中相邻非金属元素的原子半径不具有可比性，因测定依据不同。,【应用2】 (2013安师大附中质检)X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素的原子序数的关系是( )。 AXYZ BYXZ CZXY DZYX,解析 根据原子序数和元素周期律推测原子和离子半径大小，这是正向思维。而此题是已知原子和离子半径的大小，要判断原子序数大小的关系，这是逆向思维。已知电子层结构相同的阳离子，核电荷数大的半径小；具有相同的电子层数的原子，随着原子序数增大，原子半径递减。根据题意，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，则X的原子序数小于Y的原子序数；Z和Y元素的原子核外电子层数相同，且Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，则Z元素的原子序数大于Y元素的原子序数。由此得出三种元素原子序数的关系为ZYX。 答案 D,必考点42 “位构性”的综合判断与应用 1由原子序数确定元素位置的规律 只要记住了稀有气体元素的原子序数(He2、Ne10、Ar18、Kr36、Xe54、Rn86)，就可由主族元素的原子序数推出主族元素的位置。 (1)若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在下周期的第A族或第A族，如88号元素：88862，则应在第七周期第A族； (2)若比相应的稀有气体元素少15时，则应处在同周期的第A族第A族，如84号元素应在第六周期第A族； (3)若预测新元素，可与未发现的稀有气体元素(118号)比较，按上述方法推测知：114号元素应为第七周期第A族。,2性质与位置互推问题是解题的关键 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括： (1)元素的金属性、非金属性。 (2)气态氢化物的稳定性。 (3)最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 (4)金属与H2O或酸反应的难易程度。,3结构和性质的互推问题是解题的要素 (1)最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要原因。 (2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。 (3)同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 (4)判断元素金属性和非金属性的方法。,【典例3】 (淮南二模)X、Y、Z、L、M五种元素的原子序数依次增大。X、Y、Z、L是组成蛋白质的基础元素，M是地壳中含量最高的金属元素。 回答下列问题： (1)L的元素符号为_；M在元素周期表中的位置为_；五种元素的原子半径从大到小的顺序是_(用元素符号表示)。 (2)Z、X两元素按原子数目比13和24构成分子A和B，A的电子式为_，B的结构式为_。,(3)硒(Se)是人体必需的微量元素，与L同一主族，Se原子比L原子多两个电子层，则Se的原子序数为_，其最高价氧化物对应的水化物化学式为_，该族25周期元素单质分别与H2反应生成1 mol气态氢化物的反应热如下，表示生成1 mol硒化氢反应热的是_(填字母代号)。 a99.7 kJmol1 b29.7 kJmol1 c20.6 kJmol1 d241.8 kJmol1,(4)用M单质作阳极，石墨作阴极，NaHCO3溶液作电解液进行电解，生成难溶物R，R受热分解生成化合物Q。写出阳极生成R的电极反应式：_ _；由R生成Q的化学方程式为_ _。,解析 本题考查元素推断、元素周期律、反应热和电化学知识。由蛋白质的元素组成可知，X、Y、Z、L分别是氢、碳、氮、氧元素；M是地壳中含量最高的金属元素，即为铝。(1)氢是元素周期表中原子半径最小的元素，碳、氮、氧同周期，从左往右原子半径逐渐减小，铝处于碳元素的左下角，故原子半径最大。(2)氮、氢按原子数目比13形成氨气，而写N2H4的结构式可以从H2O2的结构式得到启示。(3)从氧族元素原子序数之差可知，Se的原子序数为：881834，Se的最高化合价为6价。故其最高价氧化物对应的水化物是H2SeO4(或由H2SO4分析)。,“位构性”推断的核心是“结构”，即根据结构首先判断其在元素周期表中的位置，然后根据元素性质的相似性和递变性预测其可能的性质；也可以根据其具有的性质确定其在周期表中的位置，进而推断出其结构。,【应用3】 A、B、C、D四种短周期元素，原 子序数依次增大。A、D同族，B、C同周期。A、B组成的化合物甲为气态，其中A、B的原子数之比为41，由A、C组成的两种化合物乙、丙都是液态，乙中A、C原子数之比为11，丙中A、C原子数之比为21，由D、C组成的两种化合物丁和戊都是固体，丁中D、C原子数之比为11，戊中D、C原子数之比为21，写出下列物质的化学式：甲_，乙_，丙_，丁_，戊_。,解析 根据原子个数比为41的气态化合物，直觉将甲猜为CH4，再根据乙、丙分别是由A、C元素形成的原子数之比的11、21的液态化合物，直觉将乙猜为H2O2，丙猜为H2O；根据A、D同主族，顺推A、B、C、D四种元素分别为氢、碳、氧、钠，最后根据B、C同周期，D、C形成原子个数比为11、21的固体化合物，分别为Na2O2、Na2O符合实际，则猜想正确。 答案 CH4 H2O2 H2O Na2O2 Na2O,1原子结构与周期表的关系,2.周期表的分区与原子的价电子排布的关系,【典例4】 下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一种化学元素。,(1)下列_(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。 a、c、h b、g、k c、h、l d、e、f (2)如给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：原子核对核外电子的吸引力，形成稳定结构的倾向。下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJmol1)：,通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量： _。,表中X可能为以上13种元素中的_(填写字母)元素，则该元素属于_区元素。用元素符号表示X和j所能形成的化合物的化学式是 _。 Y是周期表中_族元素。 以上13种元素中，_(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。,解析 b为H，a为Na，c为Mg，d为Sr，e为Ti，f为Al，g为Ge，h为C，i为P，j为O，k为Te，l为Cl，m为Ar。 (1)金属以及碳为电的良导体，所以都符合。 (2)由于Li失去一个电子后，达到稳定结构，所以再失去一个电子所需能量远远大于失去第一个电子所需能量。根据X的逐级电离能数据，X最外层应有1个电子，应为Na元素，即a，Na在s区，Na与O(j)可形成Na2O，Na2O2两种化合物。根据Y的逐级电离能数据，Y最外层应有3个电子，对应的元素应为Al(f)。稀有气体元素原子最稳定，失去第1个电子需要能量最多。,答案 (1) (2)锂原子失去核外第一个电子后即达到稳定结构，所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量 a s Na2O和Na2O2 A m,1若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第4周期A族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。 2根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。,原子结构与元素周期表位置关系,【应用4】,(1)在周期表中，最可能处于同一族的是_。 AQ和R BS和T CT和U DR和T ER和U (2)电解它们的熔融氯化物，以下过程最可能正确的是_。 AQ22eQ BR22eR CS33eS DT33eT (3)它们的氯化物的化学式，最可能正确的是_。 AQCl2 BRCl CSCl3 DTCl,(4)S元素最可能是_。 As区元素 B稀有气体元素 Cp区元素 D准金属 (5)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是_。 A氦(1s2) B铍(1s22s2) C锂(1s22s1) D氢(1s1),解析 (1)根据电离能的变化趋势，Q为稀有气体元素，R为第A族元素，S为第A族元素，T为第A族元素，U为第A族元素，所以R和U处于同一主族。(2)Q不能形成阳离子，R形成1价阳离子，S形成2价阳离子，T应形成3价阳离子，选项D正确。(3)根据Q、R、S、T呈现价态，B正确。(4)根据电离能数据，S最外层应有2个电子，所以该元素应处于s区。(5)由于Q是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与此最像。 答案 (1)E (2)D (3)B (4)A (5)A,1“序、层”规律 (1)若一种阳离子与一种阴离子电子层数相同，则“阴前 阳后”，阴离子在前一周期，阳离子在后一周期，阳离子 的原子序数大。 (2)同周期元素的简单阳离子与阴离子相比，阴离子比阳 离子多一个电子层，阴离子原子序数大。 2“序、价”规律 在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值 在奇偶性上一般一致，“价奇序奇，价偶序偶”。,当场指导 1X和Y是短周期元素，二者能形成化合物X2Y3，若Y的原子序数为n，则X的原子序数不可能是 ( )。 An8 Bn3 Cn1 Dn5,解析 由化学式X2Y3可知，X为3价，Y为2价，即X可能为第A族或第A族元素。有如下几种可能 (1)A A (2)A A X Y X Y 5B 8O 7N 8O 13Al 16S 15P 16S,答案 A,2X、Y、Z是三种主族元素，如果Xn阳离子与Yn阴离子 具有相同的电子层结构，Zn阴离子半径大于Yn阴离子 半径，则三种元素的原子序数由大到小的顺序是 ( )。 AZXY BXYZ CZYX DXZY,解析 根据“序、层”规律可知，X元素在Y元素的下一周期，Z元素在X同周期或下几个周期，故三种元素的原子序数大小顺序为ZXY。 答案 A,高考对本讲内容的考查空间很大，知识面很广，以元素化合物为载体，综合应用元素周期表和元素周期律，可集判断、实验、计算于一体。题型稳定。,1选项正误判断 (1)A族金属元素是同周期中金属性最强的元素 () (2)A族元素的阴离子还原性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强 () (3)第A族元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强 () (4)同周期元素(除0族元素外)从左到右，原子半径逐渐减小 (),(5)根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大 () (6)根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是7 () (7)HF、HCl、HBr、HI的热稳定性和还原性均依次减弱 (),2完成下列填空 (1)(2012全国课标卷，37节选)原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量 ，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为_。 答案 OSSe,(2)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是_。 解析 同周期元素第一电离能从左向右有增大的趋势，但第A族元素最外层p轨道电子处于半充满稳定状态，第一电离能大于第A族元素，因此三者的第一电离能从大到小的顺序为NOC。 答案 NOC,3已知33As、35Br位于同一周期。下列关系正确的是( )。 A原子半径：AsClP B热稳定性：HClAsH3HBr C还原性：As3S2Cl D酸性：H3AsO4H2SO4H3PO4,解析 A项，原子半径AsPCl；B项，非金属性ClBrAs，所以热稳定性HClHBrAsH3；D项，非金属性SPAs，故酸性H2SO4H3PO4H3AsO4。 答案 C,4依据元素周期表及元素周期律，下列推断正确的是( )。 AH3BO3的酸性比H2CO3的强 BMg(OH)2的碱性比Be(OH)2的强 CHCl、HBr、HI的热稳定性依次增强 D若M和R2的核外电子层结构相同，则原子序数：RM,解析 A项，元素B和C在同一周期，元素的非金属性：CB，故最高价含氧酸的酸性：H2CO3H3BO3，A项错误；B项，Be和Mg在同一主族，元素的金属性：BeBe(OH)2，B项正确；C项，Cl、Br、I在同一主族，元素的非金属性：ClBrI，元素的非金属性越强，其形成的气态氢化物就越稳定，C项错误；D项，电子层结构相同时，原子序数：RM。 答案 B,1(2012福建理综，8)短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示，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：RQ B最高价氧化物对应水化物的酸性：QQR D含T的盐溶液一定显酸性,解析 由各元素的相对位置可以判断R在第二周期，T、Q、W三种元素在第三周期，再根据T所处的周期序数与族序数相等可判断T为Al，则R为N、Q为Si、W为S。最简单气态氢化物的热稳定性：NH3SiH4，故A正确；最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SiO3SiN，故C正确；含有铝的盐溶液也可能显碱性，如NaAlO2溶液，故D错误。 答案 D,2元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列说法正确的是( )。 A元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价 B多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高 CP、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强 D元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素,解析 A项，对于主族元素来说，元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价数(O、F除外)，故A错误；B项，离核较近的区域内运动的电子能量较低，故B错误；C项，非金属性：PSCl，故得电子能力、最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强，故C正确；D项，位于金属与非金属分界线附近的元素既有金属性又有非金属性，而过渡元素包括所有的副族元素和第族元素，故D错误。 答案 C,3.短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如下图所示。下列说法正确的是( )。 A元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8 B原子半径的大小顺序为rXrYrZrWrQ C离子Y2和Z3的核外电子数和电子层数都不相同 D元素W的最高价氧化物对应的水化物酸性比Q的强,解析 由元素在元素周期表中的位置可推知X、Y、Z、W、Q分别为N、O、Al、S、Cl。元素X(N)的最高正价5与元素Z(Al)的最高正价3的数值之和为8；原子半径的大小顺序为rZrWrQrXrY；Y2和Z3的核外电子数和电子层数均相同；非金属性：W(S)Q(Cl)，故最高价氧化物对应的水化物的酸性：W(S)Q(Cl)。 答案 A,1X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中常见的元素，其相关信息如下表：,(1)W位于元素周期表第_周期第_族，其基态原子最外层有_个电子。 (2)X的电负性比Y的_(填“大”或“小”)；X 和Y的气态氢化物中，较稳定的是_(写化学式)。 (3)写出Z2Y2与XY2反应的化学方程式，并标出电子转移的方向和数目：_。 (4)在X的原子与氢原子形成的多分子中，有些分子的核磁共振氢谱显示有两种氢，写出其中一种分子的名称：_。氢元素，X、Y的原子也可共同形成多种分子和多种常见无机阴离子，写出其中一种分子与该无机阴离子反应的离子方程式：_。,解析 由题中信息可推知X、Y、Z、W分别为C、O、Na、Fe四种元素。(1)Fe位于周期表第四周期第族元素，其基态原子价电子排布式为3d64s2，最外层有2个电子。(2)X(C)、Y(O)位于同一周期，自左向右电负性增大，故X的电负性比Y的小，非金属性越强，气态氢化物越稳定，故较稳定的为H2O。(3)Na2O2与CO2反应的化学方程式为2Na2O22CO2=2Na2CO3O2，在标电子转移的方向和数目时，应注意Na2O2中氧元素化合价一部分升高，一部分降低。(4)本小题为发散型试题，答案不唯一。,答案 (1)四 2 (2)小 H2O (3)2Na2O22CO2=2Na2CO3+O2 (4)丙烷(或丙炔或2甲基丙烯或1,2,4,5四甲基苯等) CH3COOHHCO3=CH3COOH2OCO2,2W、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的电负性在同周期主族元素中最大。,(1)X位于元素周期表中第_周期第_族；W的基态原子核外有_个未成对电子。 (2)X的单质和Y的单质相比，熔点较高的是_(写化学式)；Z的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是_(写化学式)。 (3)Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是_。 (4)在25 、101 kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1 mol电子放热190.0 kJ，该反应的热化学方程式是_。,解析 W的质子数ZAN18108，则W为氧；X和Ne的核外电子数相差1，且图中X的原子半径大于W，则X为钠；Y的单质是一种常见的半导体材料，则Y为硅；Z的原子序数大于Y，且在同周期主族元素中电负性最大，则Z为氯。,(1)Na在元素周期表中位于第三周期第A族。O的基态原子的轨道表示为 ，故有2个未成对电子。 (2)Na的单质和Si的单质相比较，晶体Si为原子晶体，故熔沸点高。氯的非金属性强于溴，故HCl的稳定性更强。 (3)SiCl4与H2O反应的化学方程式为SiCl43H2O=H2SiO34HCl。 (4)1 mol SiH4与足量O2反应，转移8 mol电子，该反应的热化学方程式为SiH4(g)2O2(g)=SiO2(s)2H2O(l) H1 520.0 kJmol1。,答案 (1)三 A 2 (2)Si HCl (3)SiCl43H2O=H2SiO34HCl(其他合理答案均可) (4)SiH4(g)2O2(g)=SiO2(s)2H2O(l) H1 520.0 kJmol1,3X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：,(1)Y位于元素周期表第_周期第_族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是_(写化学式)。 (2)XY2是一种常用的溶剂，XY2的分子中存在_个键。在HY、HZ两种共价键中，键的极性较强的是_，键长较长的是_。 (3)W的基态原子核外电子排布式是_。W2Y在空气中煅烧生成W2O的化学方程式是_。 (4)处理含XO、YO2烟道气污染的一种方法，是将其在催化剂作用下转化为单质Y。,解析 本题主要考查元素的位、构、性知识，意在考查考生的分析推理能力。 X的核外电子排布式为1s22s22p2，是C元素；Y是S元素；Z是Cl元素；W是原子序数为633429，是Cu元素。 (1)Cl的非金属性比S的非金属性强，所以HClO4的酸性比H2SO4的酸性强。 (2)CS2分子中有2个双键，双键中有一个键是键，一个键是键。Cl的电负性比S的电负性强，所以HCl键的极性比HS键的极性强；S的原子半径比Cl的原子半径大，所以HS键的键长比HCl键的键长长。 (3)Cu元素原子的3d轨道处于全满状态。Cu2S煅烧时生成SO2，不是SO3。,(4)将已知反应的前一个热化学方程式乘以2，再减去后一个热化学方程式得：2CO(g)SO2(g)=2CO2(g)S(s) H270.0 kJmol1。,【常见考点】 常见元素的性质；同周期、同主族元素性质的递变规律；实验方案的设计与评价 【常考题型】 综合实验题 【名师详析】 探究元素性质的递变规律，主要是通过实验事实比较元素的非金属性与金属性的强弱，其实验依据主要有：,【样题1】 同周期元素性质递变规律的实验探究 某同学做同周期元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象如下表：,请你帮助该同学整理并完成实验报告： (1)实验目的：_。 (2)实验用品： 仪器：_； 药品：_。 (3)实验内容：(填写题给信息表中的序号),(4)实验结论：_。 (5)请用物质结构理论简单说明具有上述结论的原因。 _ (6)请你补充两