（B版浙江選考專用）高考化學總復習 第二部分 專題七 物質結構基礎課件

1、專題七物質結構基礎化學（浙江選考專用）考點一考點一 原子結構和核外電子排布原子結構和核外電子排布考點清單知識梳理知識梳理一、原子結構1.原子結構模型的演變對原子結構模型的猜想經(jīng)歷了下列演變:道爾頓“實心球式”模型湯姆生“葡萄干面包式”模型盧瑟福“行星繞太陽核式”模型玻爾“電子分層運動式”模型原子的“電子云”模型。人類認識原子的過程是漫長的,也是無止境的。2.原子的構成原子X)(AZ():():():ZAZZ質子個決定元素的種類原子核中子個決定同位素的種類核外電子個最外層電子數(shù)決定元素的化學性質(1)數(shù)量關系:質量數(shù)(A)=質子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)(2)電性關系:核電荷數(shù)(Z)=核內(nèi)質子數(shù)=核

2、外電子數(shù)4.質量數(shù)與原子質量、相對原子質量、摩爾質量在數(shù)值上的關系=相對原子質量=摩爾質量(gmol-1)質量數(shù)特別提醒(1)質子數(shù)決定元素的種類,質子數(shù)相同的原子則屬于同一種元素。(2)在原子中,核電荷數(shù)=核外電子數(shù),當核外電子數(shù)核電荷數(shù)時為離子,離子所帶的電荷數(shù)=|質子數(shù)-核外電子數(shù)|。126(g)1()12mC 原子質量3.有關原子結構中的等量關系二、原子核外電子排布1.原子核外電子排布規(guī)律(1)能量規(guī)律核外電子總是先排布在能量低的電子層里,然后依次進入能量較高的電子層(能量最低原理)。(2)數(shù)量規(guī)律a.原子核外各電子層最多容納2n2(n為電子層序數(shù))個電子。b.原子最外層電子數(shù)目不能超

3、過8個(K層為最外層時不能超過2個),次外層電子數(shù)目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2個,L層為次外層時不能超過8個),倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個。2.原子的穩(wěn)定結構原子最外層有8個電子的結構(最外層為K層時有2個電子的結構)是相對穩(wěn)定的結構。3.原子結構示意圖原子結構示意圖中,圓圈表示原子核,圓圈內(nèi)的數(shù)字表示原子核內(nèi)的質子數(shù),正號表示原子核帶正電荷。如硫原子的結構示意圖為。規(guī)律總結原子的結構特征(1)原子核中無中子的原子是H。11 (3)最外層有2個電子的短周期元素是He、Be、Mg。(4)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素是Be、Ar。(5)最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的元素

4、是C,是次外層電子數(shù)3倍的元素是O,是次外層電子數(shù)4倍的元素是Ne。(6)電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的短周期元素是H、Be、Al。(7)電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素是Be。(8)次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的短周期元素是Li、Si。(9)內(nèi)層電子數(shù)之和是最外層電子數(shù)2倍的短周期元素是Li、P。三、元素、核素和同位素1.元素具有相同的核電荷數(shù)(或質子數(shù))的同一類原子的總稱。(2)最外層有1個電子的短周期元素是H、Li、Na。2.核素具有一定質子數(shù)和一定中子數(shù)的一種原子稱為一種核素。3.同位素(1)概念:質子數(shù)相同、中子數(shù)(或質量數(shù))不同的核素互稱為同位素。(2)同位素的特性a.各種同位素的

5、化學性質幾乎完全相同,這是因為同位素的質子數(shù)相同。b.各種同位素的物理性質不同。因為同位素的質量數(shù)不同,所以它們的單質和化合物的密度、熔沸點等物理性質必然有所不同。c.各種同位素在自然界中所占的原子個數(shù)百分比(又叫豐度)基本不變。天然存在的某種元素里,不論是游離態(tài)還是化合態(tài),各種同位素所占的物質的量分數(shù)是一定的。(3)同位素的應用HH用作制造氫彈的原料U是制造原子彈的原料和核反應堆的燃料C用于考古。特別提醒同位素、核素概念理解的五個易錯點(1)一種元素可以有多種核素,也可能只有一種核素,故核素種類遠大于元素種類。(2)有多少種核素就有多少種原子。21 31、23592;146;(3)同位素:“

6、位”即核素的位置相同,同位素在元素周期表中占同一個位置。(4)不同的核素可能具有相同的質子數(shù),如H和H;也可能具有相同的中子數(shù),如C與O;也可能具有相同的質量數(shù),如C與N;也可能質子數(shù)、中子數(shù)、質量數(shù)均不相同,如H與C。(5)核變化不屬于物理變化,也不屬于化學變化。21 11 146 168 146 147 11 126 元素核素同素異形體同位素概念具有相同質子數(shù)的同一類原子的總稱具有一定質子數(shù)和一定中子數(shù)的一種原子同種元素組成的不同單質之間互為同素異形體質子數(shù)相同、質量數(shù)(或中子數(shù))不同的核素互為同位素存在范圍在同一類原子之間在原子之間在無機物單質之間在原子之間規(guī)律總結元素、核素、同素異形體

7、、同位素的比較考點二考點二 元素周期律與元素周期表元素周期律與元素周期表知識梳理知識梳理一、元素周期律1.原子序數(shù)按核電荷數(shù)由小到大的順序給元素編號,這種編號叫做原子序數(shù)。在原子中,原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質子數(shù)=核外電子數(shù)。2.元素周期律(1)內(nèi)容:元素的性質隨著元素原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。(2)具體表現(xiàn)a.隨著原子序數(shù)的遞增,元素的原子最外層電子排布呈現(xiàn)由18的周期性變化(第一周期除外)。b.隨著原子序數(shù)的遞增,元素的原子半徑呈現(xiàn)由大小的周期性變化(稀有氣體元素除外)。c.隨著原子序數(shù)的遞增,元素的主要化合價呈現(xiàn)最高正價由+1+7(O、F除外)、最低負價由-4-1的周期性變化,且同

8、一非金屬元素化合價有如下關系:最高正價+最低負價的絕對值=8(H、O、F除外)。3.實質原子核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化決定了元素性質的周期性變化。二、元素周期表及其應用1.元素周期表的結構(7個周期,16個族)2.元素在周期表中的位置與原子結構、元素性質的關系元素的原子結構決定了元素在周期表中的位置和元素的主要性質,元素在周期表中的位置反映了元素的原子結構和元素的主要性質,故三者之間可相互推斷。:2:8:8(7:18):18:32:,7(18:BBBB,7):,B0:AAB第一周期種元素第二周期 種元素第三周期 種元素周期個第四周期 種元素橫行第五周期 種元素第六周期 種元素第七周期主族 族

9、族 共 個主族族個 副族 族 族、 族、 族 共 個副族縱行第族 三個縱行 位于 族與 族中間族 稀有氣體元素3.元素在周期表中的位置與結構、性質之間的重要規(guī)律(1)元素周期表中主族元素性質的遞變規(guī)律內(nèi)容同周期主族元素(左右)同主族元素(上下)電子層數(shù)相同增多最外層電子數(shù)由1個7個(第一周期除外)相同原子半徑逐漸減小逐漸增大元素的主要化合價最高正價由+1+7(A族A族)(氧、氟除外)同一元素的|最低負價|+最高正價=8(氫、氧、氟除外)最高正價=族序數(shù)(氧、氟除外)金屬性與非金屬性金屬性減弱非金屬性增強金屬性增強非金屬性減弱單質還原性與氧化性還原性減弱氧化性增強還原性增強氧化性減弱非金屬元素氣

10、態(tài)氫化物的生成及穩(wěn)定性生成由難到易穩(wěn)定性由弱到強生成由易到難穩(wěn)定性由強到弱原子得、失電子能力失:強弱;得:弱強得:強弱;失:弱強(2)由元素周期表歸納電子排布規(guī)律a.最外層電子數(shù)等于或大于3且小于8的一定是主族元素。b.最外層有1個或2個電子,則可能是A族、A族元素,也可能是副族元素、第族元素或0族元素氦。c.最外層電子數(shù)比次外層電子數(shù)多的短周期元素一定位于第二周期。d.某元素陰離子的最外層電子數(shù)與次外層相同,該元素位于第三周期。e.電子層結構相同的離子,若電性相同,則對應的元素位于同周期;若電性不同,則陽離子對應的元素位于陰離子對應的元素的下一周期。(3)由元素周期表歸納元素化合價的規(guī)律a.

11、主族元素的最高正價等于主族序數(shù),等于主族元素原子的最外層電子數(shù)(氧、氟除外)。非金屬元素除氫外,均不能形成簡單陽離子,金屬元素不能形成簡單陰離子。b.最高正價與最低負價的絕對值之和為8,與最低負價的絕對值之差為0、2、4、6的主族元素依次位于A、A、A、A族。4.元素周期表的應用(1)預測元素的性質:常見題目是給出一種不常見的主族元素,推測該元素及其單質或化合物所具有的性質,如下圖所示:(2)啟發(fā)人們在一定區(qū)域內(nèi)尋找某些物質(如農(nóng)藥、半導體、催化劑等)?？键c三考點三 微粒之間的相互作用和物質的多樣性微粒之間的相互作用和物質的多樣性知識梳理知識梳理一、化學鍵1.化學鍵(1)概念:物質中直接相鄰的

12、原子或離子間存在的強烈的相互作用。(2)分類化學鍵極性鍵型共價鍵離子鍵概念原子間通過共用電子對所形成的強烈的相互作用使帶相反電荷的陰、陽離子結合的相互作用成鍵微粒原子陰、陽離子成鍵原因原子有形成穩(wěn)定結構的趨勢(同左)成鍵方式共用電子對陰、陽離子間的靜電作用成鍵元素一般為非金屬元素一般為活潑金屬元素(通常指A族、A族)與活潑非金屬元素(通常指A族、A族)存在實例部分單質中:Cl2、金剛石等;共價化合物中:HCl、CO2、H2SO4等;部分離子化合物中:NH4Cl、NaOH、Na2O2等離子化合物中:NaOH、KOH、NaCl、CaCl2、Na2SO4、Na2O、CaO等2.離子鍵和共價鍵特別提醒

13、化學鍵的存在形式要分清離子鍵和共價鍵的本質、含義及表示方法,明確化學鍵的意義,要特別弄清以下五個問題:(1)由金屬元素與非金屬元素形成的化學鍵不一定是離子鍵。如BeCl2、AlCl3等都含有共價鍵,它們是共價化合物。(2)由陽離子和陰離子結合形成的化合物不一定是離子化合物。如H+OH-H2O,2H+CCO2+H2O。(3)由兩種共價化合物結合形成的化合物不一定是共價化合物。如NH3+HClNH4Cl。(4)有化學鍵被破壞的變化不一定是化學變化。如HCl溶于水,NaCl熔化等都有化學鍵被破壞,但都屬于物理變化。(5)用化學鍵強弱可解釋物質的化學性質,也可解釋物質的物理性質。根據(jù)不同的物質類型,有

14、的物質發(fā)生物理變化時要克服化學鍵。如比較金剛石、晶體硅的熔點高低要用化學鍵強弱來解釋。而HF、HCl、HBr、HI中的化學鍵強弱只能解釋其化學性質,它們的物理性質與HX鍵的強弱無關。23O3.電子式電子式是表示物質結構的一種式子,其寫法是在元素符號的周圍用“”或“”等表示原子或離子的最外層電子,并用“n+”或“n-”(n為正整數(shù))表示離子所帶電荷。書寫時要注意以下幾點:(1)同一個式子中同一元素原子的電子要用同一符號表示,都用“”或“”。如Mg不能寫成Mg。(2)主族元素的簡單離子中,陽離子的電子式就是離子符號。如Mg2+既是鎂離子符號,也是鎂離子的電子式。陰離子的最外層一般是8電子穩(wěn)定結構,

15、在表示電子的符號外加方括號,方括號的右上角標明所帶電荷。(3)離子化合物中陰、陽離子個數(shù)比不是1 1時,要注意每一個離子都與帶相反電荷的離子直接相鄰的原則。如MgCl2的電子式為-Mg2+-,不能寫成或(4)寫雙原子分子的非金屬單質的電子式時,要注意共用電子對的數(shù)目和表示方法。(5)要注意共價化合物與離子化合物電子式的區(qū)別。前者不加方括號,不寫表示電荷的符號,后者陰離子和復雜陽離子(如N)加方括號,方括號外寫表示電荷的符號。如H2O的電子式為,不能寫成。二、分子間作用力和氫鍵1.分子間作用力(1)概念:分子間存在著將分子聚集在一起的作用力,這種作用力稱為分子間作用力,分子間作用力包括范德華力和

16、氫鍵。(2)特征1)分子間作用力比化學鍵弱得多,比化學鍵小12個數(shù)量級。2)分子間作用力主要影響物質的熔、沸點和溶解性等物4H理性質,而化學鍵主要影響物質的化學性質。如水從液態(tài)轉化為氣態(tài)只需要克服分子間作用力,不需要破壞化學鍵。一般地,組成和結構相似的由分子構成的物質,相對分子質量越大,分子間作用力越強,熔、沸點越高。(3)存在一般存在于大多數(shù)共價化合物和非金屬單質的分子之間,如H2O、P4等;也可以存在于混合物的不同分子間,如液態(tài)空氣中N2和O2分子之間。2.氫鍵(1)概念:分子間存在著一種比范德華力稍強的相互作用即氫鍵。(2)形成條件:除H原子外,形成氫鍵的原子通常是N、O、F。(3)存在

17、作用:分子間氫鍵會使物質的熔點和沸點升高。(4)實例:水分子間的氫鍵,是一個水分子中的氫原子與另一個水分子中的氧原子之間所形成的分子間作用力。水分子間的氫鍵使水分子間作用力增強,因此水有較高的沸點。在冰晶體中,水分子間形成的氫鍵比液態(tài)水中形成的氫鍵多,水分子間所形成的氫鍵使冰的微觀結構里存在較大的空隙,因此,相同溫度下冰的密度比水小。除水以外,NH3、HF、C2H5OH分子間也存在著氫鍵,因此它們的熔、沸點等明顯高于組成、結構相似的同主族其他元素的化合物。CO2H2ONH3CH4球棍模型比例模型空間構型直線形V形三角錐形正四面體形3.常見共價分子的結構模型和空間構型三、常見晶體的類型及性質1.

18、離子晶體(1)構成離子晶體的基本微粒是陰、陽離子,不存在單個的分子,因此離子晶體只能以化學式表示,而無分子式,在化學式中也只能表示陰、陽離子的個數(shù)比。(2)離子晶體是通過較強的離子鍵形成的,破壞它需較高的能量,因此離子晶體的熔、沸點較高。2.原子晶體和分子晶體(1)構成原子晶體的微粒是原子,其化學式也只能表示各原子的個數(shù)比。(2)分子晶體中有真正的分子存在。分子與分子之間依靠分子間作用力結合在一起,在分子內(nèi)部則是原子之間通過共價鍵結合在一起(稀有氣體分子除外)。晶體微粒的空間排列晶體類型構成晶體的微粒微粒間的相互作用力NaCl離子晶體Na+、Cl-(離子)離子鍵金剛石原子晶體碳原子共價鍵足球烯

19、分子晶體C60分子分子間作用力干冰分子晶體CO2分子分子間作用力石英原子晶體Si、O原子共價鍵3.幾種重要物質的晶體結構4.四類晶體的比較離子晶體分子晶體原子晶體金屬晶體結構組成粒子陰、陽離子分子原子金屬陽離子和自由電子粒子間作用離子鍵分子間作用力共價鍵金屬鍵物理性質熔、沸點較高低很高有高有低硬度硬而脆小大有大有小,有延展性溶解性易溶于極性溶劑,難溶于非極性溶劑極性分子易溶于極性溶劑難溶(鈉等與水反應)導電性晶體不導電;能溶于水的,其水溶液導電;熔融態(tài)導電晶體不導電;溶于水后能電離的,其水溶液可導電;熔融態(tài)不導電不良(如半導體Si)良導體(導電、傳熱)典型實例NaCl、NaOH、Na2O、Ca

20、CO3干冰、白磷、冰、硫黃金剛石、SiO2、晶體硅、SiCNa、Mg、Al、Fe、Cu、Zn方法方法1電子數(shù)相等的微粒的書寫方法電子數(shù)相等的微粒的書寫方法1.核外電子數(shù)相等的微粒的書寫(1)首先要找出與所要書寫微粒具有相同電子數(shù)的稀有氣體元素的原子。(2)然后根據(jù)“陰上陽下稀居中”的思維順序,找出與稀有氣體元素同周期的陰離子和其下周期的陽離子。(3)寫出陰離子所對應的元素的氫化物分子。(4)若氫化物能自偶電離,則寫出其電離生成的離子。如水可電離生成H3O+和OH-,氨能電離生成N和N。(5)再寫出特殊情況的等電子微粒。如18電子微粒:基團F、OH、NH2、CH3(均含9個電子),兩個自身合并或

21、兩兩之間組合即可得出答案。4H2H突破方法2.常見的電子數(shù)相等的微粒(1)“10電子”的微粒分子離子一核10電子NeN3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+二核10電子HFOH-三核10電子H2ON四核10電子NH3H3O+五核10電子CH4N2H4H(2)“18電子”的微粒(3)其他等電子數(shù)的微?！?電子”的微粒:F、OH、NH2、CH3(取代基)“14電子”的微粒:Si、N2、CO、C2H2“2電子”的微粒:He、H-、Li+、Be2+、H2分子離子一核18電子ArK+、Ca2+、Cl-、S2-二核18電子F2、HCl、HS-三核18電子H2S四核18電子PH3、H2O2五核18電

22、子SiH4、CH3F、NH2OH六核18電子N2H4、CH3OH其他微粒C2H6、CH3NH2N2、N222O5H26H(4)質子數(shù)及核外電子總數(shù)均相等的微粒Na+、N、H3O+;HS-、Cl-;F-、OH-、N;N2、CO、C2H2等。例例1(2017浙江溫州中學高二測試)甲、乙、丙、丁四種物質分別含2種或3種元素,它們的分子中各含18個電子。甲是氣態(tài)氫化物,在水中分步電離出兩種陰離子。下列推斷合理的是()A.某鈉鹽溶液含甲電離出的陰離子,則該溶液顯堿性,只能與酸反應B.乙與氧氣的摩爾質量相同,則乙一定含有極性鍵和非極性鍵C.丙中含有第二周期A族的元素,則丙一定是甲烷的同系物D.丁和甲中各元

23、素質量比相同,則丁中一定含有-1價的元素解析解析甲是18電子的氫化物,且為二元弱酸,不難得出甲為H2S,硫元素的鈉鹽溶液若為NaHS溶液,其中含有S2-、HS-、OH-,NaHS既能與鹽酸等4H2H反應生成H2S,也能與NaOH反應生成Na2S,故A錯誤;氧氣的摩爾質量為32g/mol,乙的摩爾質量也為32g/mol,且含有18電子,CH3OH符合,CH3OH中只含有極性鍵無非極性鍵,故B錯誤;第二周期A族元素為C,如C2H6、CH3OH符合,但CH3OH不是CH4的同系物,故C錯誤;H2S中H、S元素的質量比為1 16,H2O2中H、O元素的質量比也為1 16,H2O2中氧元素的價態(tài)為-1價

24、,丁為H2O2,D正確。答案答案D1-1A+、B+、C-、D、E五種粒子(分子或離子)中,每個粒子均有10個電子,已知:A+C-D+E;B+C-2D。請回答:(1)C-的電子式是。(2)五種粒子中具有相同空間構型的粒子是和,A+中的鍵角為。(3)分別寫出A+和D反應、B+和E反應的離子方程式:、。(4)除D、E外,請再寫出兩種含10個電子的分子的分子式:。(5)除A+、B+外,請再寫出兩種含10個電子的陽離子:。答案答案(1)H-(2)NH3H3O+109.5(3)N+H2ONH3H2O+H+H3O+NH3N+H2O(4)CH4、Ne(其他合理答案也可)(5)Na+、Mg2+(其他合理答案也可

25、)解析解析依據(jù)已有的元素與化合物知識可知,常見的10電子的粒子中,陰離子有F-、OH-、N3-、O2-、N;陽離子有Na+、Mg2+、Al3+、N、H3O+;分子有Ne、CH4、NH3、H2O、HF。根據(jù)題意:A+C-D+E,推知A+應為N,C-為OH-、D為H2O、E為NH3,將結果代入B+C-2D,推得B+為H3O+。4H4H2H4H4H方法方法2化學鍵與物質類別關系的判斷化學鍵與物質類別關系的判斷化學鍵類型成鍵微粒物質類型實例不存在化學鍵單質稀有氣體分子只含離子鍵陰、陽離子離子化合物多數(shù)金屬鹵化物,如NaCl、MgBr2某些低價金屬氧化物,如Na2O、MgO某些金屬硫化物,如Na2S、M

26、gS一些固態(tài)金屬氫化物,如NaH、CaH2只含共價鍵原子共價化合物非金屬氫化物,如HCl、NH3、H2S、H2O非金屬氧化物,如CO2、SiO2其他一些非金屬化合物,如PCl3、SiC一些含氧酸,如HNO3、H2SO4過氧化氫(H2O2)和大量有機物,如C2H6、C2H5OH等只含共價鍵原子單質一些非金屬單質,如Cl2、H2、N2、金剛石、硅含有離子鍵和共價鍵陰、陽離子(有原子團或根)離子化合物一些氫氧化物,如NaOH、Ba(OH)2活潑金屬的過氧化物,如Na2O2一些金屬的含氧酸鹽,如KNO3一些銨鹽,如NH4Cl有機酸形成的鹽,如CH3COON-a、CH3COONH4注意(1)離子化合物中

27、一定含有離子鍵,可能含有共價鍵。(2)共價化合物中一定含有共價鍵,一定不含離子鍵。(3)不含化學鍵的物質:稀有氣體。(4)含陽離子的晶體不一定含有陰離子(金屬晶體由金屬陽離子和自由電子構成);但含陰離子的晶體一定含有陽離子。(5)離子化合物不一定含金屬元素,如NH4Cl。(6)含金屬元素的化合物不一定是離子化合物,如AlCl3。例例2(2017浙江象山中學月考)化學鍵使得一百多種元素構成了世界的萬物。關于化學鍵的下列敘述中,正確的是()A.離子化合物中一定含有共價鍵,共價化合物中不含離子鍵B.共價化合物中可能含離子鍵,離子化合物中只含離子鍵C.構成單質分子的粒子間一定含有共價鍵D.只由非金屬元

28、素組成的化合物中可能既含離子鍵又含共價鍵解析解析離子化合物必含離子鍵,不一定含有共價鍵,但共價化合物必含共價鍵,一定不含離子鍵,A、B項錯誤;稀有氣體不含共價鍵,C項錯誤;只由非金屬元素組成的化合物中可能既含離子鍵又含共價鍵,如NH4Cl中既含離子鍵又含共價鍵,D項正確。答案答案D2-1下列說法正確的是()非金屬元素構成的單質中一定存在共價鍵;非金屬元素之間形成的化合物一定是共價化合物;非金屬元素的氣態(tài)氫化物中一定存在極性共價鍵;離子化合物中一定含有離子鍵;金屬元素和非金屬元素形成的化合物一定是離子化合物;在一種化合物中只能存在一種類型的化學鍵;含共價鍵的化合物不一定是共價化合物;含離子鍵的化

29、合物一定是離子化合物;氯化鈉和HCl溶于水都發(fā)生電離,克服的粒子間作用力類型相同。A.B.C.D.答案答案A解析解析稀有氣體元素形成的單質中不存在共價鍵;NH4Cl為非金屬元素形成的化合物,但它是離子化合物;AlCl3為共價化合物;Na2O2中既有共價鍵又有離子鍵;NaCl屬于離子化合物,HCl屬于共價化合物,兩者溶于水后發(fā)生電離,克服的粒子間作用力類型不同,故錯誤。方法方法3比較元素的金屬性強弱和非金屬性強弱的方法比較元素的金屬性強弱和非金屬性強弱的方法1.比較元素金屬性強弱的方法(1)金屬與水(或酸)的反應越容易,其對應元素的金屬性越強。(2)最高價氧化物對應水化物的堿性越強,則對應金屬元

30、素的金屬性越強。(3)在金屬活動性順序中,金屬的位置越靠前,一般而言,其金屬性越強。(4)同一周期金屬元素越靠前,其金屬性越強;同一主族金屬越靠下,對應元素的金屬性越強。(5)金屬與鹽溶液的置換反應,若A能置換出B,則A元素的金屬性強于B元素。(6)一般金屬陽離子的氧化能力越強,則對應金屬單質的還原性越弱。(注:氧化性Fe3+Cu2+Fe2+,但還原性FeCu)(7)電化學原理:不同金屬形成原電池時,通常作負極的金屬性強;在電解池中的惰性電極上,先析出的金屬性弱。2.比較元素非金屬性強弱的方法(1)非金屬單質與H2越易化合,則其對應元素的非金屬性越強。(2)形成的氫化物越穩(wěn)定,則其對應元素的非

31、金屬性越強。(3)最高價氧化物對應水化物的酸性越強,其對應元素的非金屬性越強。(4)非金屬之間的相互置換,若A能置換出B,則A元素的非金屬性強于B元素。(5)同一周期非金屬元素越靠后,其非金屬性越強;同一主族非金屬元素越靠上,其非金屬性越強。例例3下列不能說明氯元素的非金屬性比硫元素的非金屬性強的事實是()HCl比H2S穩(wěn)定HClO的氧化性比H2SO4強HClO4的酸性比H2SO4強Cl2能與H2S反應生成SCl原子最外層有7個電子,S原子最外層有6個電子Cl2與Fe反應生成FeCl3,S與Fe反應生成FeSA.B.C.D.解析解析非金屬元素氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性越強,最高價氧化物對應水化物的酸性

32、越強,則其非金屬性越強,項能說明;中氯氣能置換出硫,說明氯元素的非金屬性比硫元素強;Cl2、S與Fe反應分別生成FeCl3、FeS,說明Cl2獲取電子的能力比S強,說明氯元素的非金屬性比硫元素強。答案答案A3-1X、Y是元素周期表第A族中的兩種元素。下列敘述中能說明X的非金屬性比Y強的是()A.X原子的電子層數(shù)比Y原子的電子層數(shù)多B.X的氫化物的沸點比Y的氫化物的沸點低C.X的氣態(tài)氫化物比Y的氣態(tài)氫化物穩(wěn)定D.Y的單質能將X從NaX的溶液中置換出來答案答案C解析解析根據(jù)同主族元素性質的遞變規(guī)律可知電子層數(shù)越多,非金屬性越弱,A不正確;氫化物熔、沸點的高低與元素非金屬性的強弱無關,B不正確;對于

33、非金屬元素,氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性越高,最高價氧化物對應的水化物的酸性越強,則其非金屬性越強,C正確;氧化還原反應中,氧化性:氧化劑氧化產(chǎn)物,D項中,Y的氧化性強于X,說明Y的非金屬性強于X。方法方法4微粒半徑大小的比較方法微粒半徑大小的比較方法1.同周期元素的微粒同周期元素(稀有氣體元素除外)的原子或最高價陽離子的半徑隨核電荷數(shù)增大而逐漸減小,如NaMgAl,Na+Mg2+Al3+。2.同主族元素的微粒同主族元素的原子或離子的半徑隨核電荷數(shù)增大而逐漸增大,如LiNaK,Li+Na+F-Na+Mg2+Al3+(上一周期元素形成的陰離子與下一周期主族元素形成的陽離子有此規(guī)律)。4.同種元素形成的微粒

34、同種元素形成的微粒半徑大小為:陽離子中性原子陰離子;價態(tài)越高微粒半徑越小,如Fe3+Fe2+Fe,H+HH-。5.核外電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的微?？赏ㄟ^一種參照物進行比較,如比較Al3+與S2-的半徑大小,可找出與Al3+電子數(shù)相同、與S同主族的氧元素的陰離子O2-進行比較,Al3+O2-,且O2-S2-,故Al3+r(T2-)B.R的氧化物對應的水化物可能具有兩性C.X單質在氧氣中燃燒生成XO3D.L、X形成的簡單離子核外電子數(shù)相等解析解析由化合價可知L、R為第A族元素,M為第A族元素,X、T為第A族元素,再結合原子半徑數(shù)據(jù)可確定L為Mg,M為Al,X為S,R為Be,T為O。離子半徑:r(A

35、l3+)A+C-D2-;C-D2-A+B2+;B2+A+D2-C-;D2-C-A+B2+。四種離子的半徑由大到小的順序是()A.B.C.D.答案答案B解析解析四種離子A+、B2+、C-、D2-的電子層結構相同,故原子序數(shù)由大到小的順序為BACD,則離子半徑由大到小的順序為D2-C-A+B2-。方法方法5推斷元素的思路和方法推斷元素的思路和方法1.根據(jù)原子結構、元素周期表的知識及相關已知條件,可推算原子序數(shù),判斷元素在元素周期表中的位置等,基本思路如下:2.推斷元素的常見“題眼”(突破口)(1)微粒的電子層結構特征一般地,稀有氣體原子的電子層結構與同周期的非金屬元素形成的陰離子的電子層結構相同,與下一周期的主族金屬元素形成的陽離子的電子層結構相同:與He原子電子層結構相同的離子有H-、Li+、Be2+;與Ne原子電子層結構相同的離子有F-、O2-、Na+、Mg2+、Al3+等;與Ar原子電子層結構相同的離子有Cl-、S2-、K+、Ca2+等。(2)周期表中特殊位置的常見元素a.族序數(shù)等于周期數(shù)的元素:H、Be、Al、Ge等。b.族序數(shù)等于周期數(shù)2倍的元素:C、S。c.族序數(shù)等于周期數(shù)3倍的元素:O。d.周期數(shù)是族序數(shù)2倍的元素:Li、