“位-構(gòu)-性”元素綜合推斷的解題方法（解析版）-2025年高考化學一輪復習講義（新教材新高考）

備戰(zhàn)2025年高考化學【一輪-考點精講精練】復習講義

考點30“位-構(gòu)-性”元素綜合推斷的解題方法

疆本講?講義概要

位、構(gòu)、性的關系

二.依據(jù)元素周期表結(jié)構(gòu)推斷元素

知識精講三.依據(jù)元素及其化合物性質(zhì)推斷元素

四.依據(jù)元素周期律推斷元素

五.依據(jù)元素原子結(jié)構(gòu)推斷元素

選擇題：20題建議時長：45分鐘

課后精練

實際時長：_一分鐘

非選擇題：5題—

%夯基?知識精講________________________________________________

一.位、構(gòu)、性的關系

1.思維模板

原子結(jié)構(gòu)

質(zhì)子數(shù)=原子序數(shù)零”唇理孟數(shù)

層雙=南血序數(shù)電子層結(jié)構(gòu)、原子半徑?jīng)Q定

電子J

最外J層電子數(shù)=主族序數(shù)譽卷電子難易和氧化性、還

I原性II

周期表中位置:元素性質(zhì)

同位同化性、左右遞

變性、上下相似遞變性

(1)解題必備的2個核心要素

要素1：根據(jù)原子結(jié)構(gòu)、原子序數(shù)和組成物質(zhì)的性質(zhì)及用途確定元素種類。

要素2：依據(jù)元素周期表中相似性和遞變性規(guī)律分析判斷問題。

（2）解題必備的2個重要推導關系

關系1：元素金屬性強一單質(zhì)還原性強一對應陽離子的氧化性弱-最高價氫氧化物堿性強。

關系2：元素非金屬性強一單質(zhì)氧化性強一對應簡單陰離子的還原性弱一最高價含氧酸酸性強-氣態(tài)氫

化物穩(wěn)定性強。

2.結(jié)構(gòu)與位置互推是解題的核心

（1）掌握四個關系式：

①電子層數(shù)=周期數(shù)；

②質(zhì)子數(shù)=原子序數(shù)；

③最外層電子數(shù)=主族序數(shù)；

④主族元素的最高正價=主族序數(shù)（0、F除外），最低負價=主族序數(shù)一8。

（2）熟練掌握周期表的結(jié)構(gòu)及周期表中的一些特殊規(guī)律：

①，，凹，，型結(jié)構(gòu)的“三短三長一不全，七主七副八零完”；

②各周期元素種類；

③稀有氣體的原子序數(shù)及在周期表中的位置；

④同主族上下相鄰元素原子序數(shù)的關系。

3.性質(zhì)與位置互推是解題的關鍵

熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律，主要包括：

（1）元素的金屬性、非金屬性；

（2）氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性；

（3）最高價氧化物對應水化物的酸堿性；

（4）金屬與水或酸反應置換H2的難易程度。

4.結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的互推是解題的要素

（1）電子層數(shù)和最外層電子數(shù)決定元素原子的金屬性和非金屬性；

（2）同主族元素最外層電子數(shù)相同，化學性質(zhì)相似；

（3）正確推斷原子半徑和離子半徑的大小及結(jié)構(gòu)特點；

（4）判斷元素金屬性和非金屬性的強弱。

二.依據(jù)元素周期表結(jié)構(gòu)推斷元素

1.強化記憶元素周期表的結(jié)構(gòu)

'全部為金屬）

非金屬分布）元素種類

IA注意周期I0

IHAIVAVAVIAMIA2

Hn.8、9、10列表邊界短

8周

期

IIIBIVBVBVIBMIBIB1IB8

18

18長

周

39

期

32

抓住片段式周期表特點進行元素推斷：

①第一步：根據(jù)題中信息提示及周期表的結(jié)構(gòu)特點先判斷周期表片段屬于長周期還是短周期，再判斷

所屬族。題中給出的片斷式的元素周期表，大多是短周期中第二、三周期元素；

②第二步：抓住題中的關鍵信息，把握解題的突破口——元素推斷的關鍵；

③第三步：結(jié)合突破口找出關鍵元素，根據(jù)元素周期表片段和元素位置關系推出所有元素，充分利用

元素周期律，結(jié)合所求解的問題解答。

（1）周期（7個橫行，7個周期）

短周期長周期

周期序數(shù)1234567

元素種數(shù)28818183232

11

0族元素原子序數(shù)21018365486

8

（2）族（18個縱列，16個族）

①主族：由短周期元素和長周期元素共同組成的族：IA?VIIA族。

②副族：僅由長周期元素組成的族：IB?VHB族。

③VHI族：包括8、9、10三個縱列。

④0族：第18縱列，該族元素又稱為稀有氣體元素。

（3）元素周期表中元素的分布

①分界線：沿著元素周期表中B、Si、As、Te、At與Al、Ge、Sb、P。的交界處畫線，即為金屬元素

和非金屬元素的分界線。

②金屬元素：位于分界線的左下區(qū)域，包括所有的過渡元素和部分主族元素。

③非金屬元素：位于分界線的右上區(qū)域，包括部分主族元素和。族元素及左上角的H元素。

④分界線附近的元素，既能表現(xiàn)出一定的金屬性，又能表現(xiàn)出一定的非金屬性。

⑤過渡元素：元素周期表中部從niB族到nB族io個縱列共六十多種金屬元素。

2.元素周期表中短周期特殊結(jié)構(gòu)的應用

(1)元素周期表中第一周期只有兩種元素H和He,H元素所在的第IA族為元素周期表的左側(cè)邊界，第IA

族左側(cè)無元素分布。

(2)He為。族元素，0族元素為元素周期表的右側(cè)邊界，0族元素右側(cè)沒有元素分布。

3.熟悉主族元素在周期表中的特殊位置

族序數(shù)等于周期數(shù)的元素H、Be、Al、Ge、Sb、Po等

族序數(shù)等于周期數(shù)2倍的元素c、s

族序數(shù)等于周期數(shù)3倍的元素0

周期數(shù)是族序數(shù)2倍的元素Li、Ca、T1

周期數(shù)是族序數(shù)3倍的元素Na、Ba

最高正價與最低負價代數(shù)和為零的短周期元素H、C、Si

最高正價是最低負價絕對值3倍的短周期元素S

除H外，原子半徑最小的元素F

短周期元素中離子半徑最大的元素P

與He原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子H-、Li+、Be2+

與Ne原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子）、CP-、Na+、Mg2+、AF+等

與Ar原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子Cl>S2-、K+、Ca2+等

4.利用區(qū)間定位推斷元素

對于原子序數(shù)較大的元素，可采用區(qū)間定位確定元素。

元素周期表中各族序數(shù)的排列順序由左到右依次為IA、IIA、IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、VIILIB,

HB、IHA、IVA、VA、VIA、VHA、0,牢記各周期對應的0族元素的原子序數(shù)，可以快速確定周期數(shù)。

周期—三四五六七

起止序數(shù)1?23-1011?1819?3637?5455?8687-118

5.根據(jù)元素在周期表中位置，確定其化合物的化學式

知道元素在周期表中的主族序數(shù)后，根據(jù)化合價規(guī)律就可以寫出它的化合物的化學式，例如（用R代表

元素）

IVAVAVIAVIIA

氫化物HRHR

RH4RH32

最高價氧化物R2O5

RO2RO3R2O7

最高價含氧酸或H3RO4或HRO3

H4RO4H2RO3H2RO4HRO4

6.元素周期表中元素位置的確定

（1）元素的原子序數(shù)差的關系

①位于過渡元素左側(cè)的主族元素，即第IA族、第IIA族，同主族、鄰周期元素原子序數(shù)之差為上一周

期元素所在周期所含元素種數(shù)。

②位于過渡元素右側(cè)的主族元素，即第IIIA?VIIA族，同主族、鄰周期元素原子序數(shù)之差為下一周期

元素所在周期所含元素種數(shù)。例如，氯和澳的原子序數(shù)之差為35—17=18（澳所在第四周期所含元素的種

數(shù)）。

③同周期兩相鄰主族元素的原子序數(shù)差可能為1或11（第四、五周期的第IIA和第IHA）或25（第六、七

周期的第IIA和第IHA族）。

④含元素種類最多的族是第IHB族，共有32種元素，所含元素形成化合物種類最多的族為第IVA族。

（2）直接相鄰的“T”型、■”型、“+”型原子序數(shù)關系

z-lzZ+lz-lzZ+lz-lzZ+l

Z+8Z+18Z+32

Z-8Z-18Z-32

z-lzZ+lz-lzZ+lz-lzZ+l

ZT二［

（3）Z-lZZ+l三厚期

|z+l|四，

（3）由稀有氣體元素的原子序數(shù)確定元素在周期表中的位置

確定主族元素在周期表中位置的方法：原子序數(shù)一最鄰近的稀有氣體元素的原子序數(shù)=x。

f若x<0,則與稀有氣體元素同周期，族序數(shù)為8—因；

I若%>0,則在稀有氣體元素下一周期，族序數(shù)為工。

例如:

①35號元素（最鄰近的是36后），則35—36=-1,故周期數(shù)為四，族序數(shù)為8一|一1|=7,即第四周期

第VIIA族，即澳元素；

②87號元素（最鄰近的是86n），則87—86=1,故周期數(shù)為七，族序數(shù)為1,即第七周期第IA族，即

彷元素。

三、依據(jù)元素及其化合物性質(zhì)推斷元素

利用元素及其化合物特殊組成與特殊性質(zhì)推斷題，是近幾年高考的熱點題型，題目一般通過文字敘述

提供某些元素及其化合物的相關性質(zhì)（如能腐蝕玻璃、黃綠色氣體等），解題時抓住這些關鍵特性，首先確定

其為何種元素，然后以此為突破口，推知其他未知元素。

1.牢記單質(zhì)或化合物具有“特性”的元素

質(zhì)量最輕的元素，其單質(zhì)可以填充氣球H

形成化合物最多的元素；可形成自然界硬度最大的物質(zhì)；簡單氫化物中含氫質(zhì)量

C

分數(shù)最大的元素

空氣中含量最多的元素；氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素；元素的氣態(tài)氫化物

和它的最高價氧化物對應的水化物能發(fā)生化合反應的元素;簡單氫化物（常溫下為N

氣體）可用作制冷劑

地殼中含量最多的元素；簡單氫化物的沸點最高的元素；氫化物在通常狀況下呈

0

液態(tài)的元素

最活潑的非金屬元素；無正價的元素；無含氧酸的非金屬元素；無氧酸可腐蝕玻F

璃的元素；氣態(tài)氫化物最穩(wěn)定的元素；陰離子的還原性最弱的元素

單質(zhì)密度最小的金屬元素Li

短周期元素中與水反應較劇烈的金屬元素，最高價氧化物的水化物堿性最強的元

素；短周期主族元素中原子半徑最大的元素；與氧氣在加熱條件下反應生成過氧Na

化物(NazCh)的元素；焰色反應為黃色的元素

焰色反應呈紫色(透過藍色鉆玻璃觀察)的元素K

最活潑的金屬元素；最高價氧化物對應水化物的堿性最強的元素；陽離子的氧化

Cs

性最弱的元素

地殼中含量最多的金屬元素；最高價氧化物及其水化物既能與強酸反應，又能與

Al

強堿反應

良好的半導體材料，地殼中含量第二的元素，能跟強堿溶液反應，還能被氫氟酸

Si

溶解

淡黃色固體，它的氫化物可與其最高價氧化物對應的水化物的濃溶液發(fā)生氧化還

S

原反應

短周期元素中最高價氧化物對應的水化物酸性最強的元素Cl

單質(zhì)最易著火的非金屬元素P

常見的一種元素存在幾種單質(zhì)的元素C、P、0、S

常溫下單質(zhì)呈液態(tài)的非金屬元素：Bro

常溫下單質(zhì)呈液態(tài)的金屬元素：Hgo

短周期元素W的簡單氫化物(常溫下為氣體)可用作制冷劑，則W是氮(N)；

短周期元素T的一種單質(zhì)在空氣中能夠自燃，則T是磷(P)。

若r是由短周期元素組成的二元化合物，0.01mol-LTr溶液的pH為2,則r是HC1；若r是由短周

期元素組成的三元化合物，O.Olmol-LTr溶液的pH為2,貝Ur是HNf)或HC。或HC1CU；若r是

由短周期元素組成的三元化合物，0.005mol-LTr溶液的pH為2,貝Ur是H2s0^

單質(zhì)為常見的半導體材料：Si、Ge

元素的單質(zhì)在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素：Li、Na、F

2.注意化學鍵與物質(zhì)類別判斷中的“特例”

（1）在離子化合物中一般既含有金屬元素又含有非金屬元素（錢鹽除外）；共價化合物一般只含有非金屬元

素，但個別含有金屬元素，如AlCb是共價化合物；只含有非金屬元素的化合物不一定是共價化合物，如銹

土rm卜o

（2）非金屬單質(zhì)只含共價鍵（稀有氣體除外）。

（3）氣態(tài)氫化物是共價化合物，只含共價鍵，而金屬氫化物（如NaH）是離子化合物，含離子鍵。

（4）離子化合物熔化時破壞離子鍵；部分共價化合物熔化時破壞共價鍵，如SiO2等，而部分共價化合物

熔化時破壞分子間作用力，如固體硫熔化。

（5）分子的穩(wěn)定性與分子間作用力無關，而與分子內(nèi)部化學鍵的強弱有關。

3.原子形成共價鍵數(shù)目與主族序數(shù)的關系

原子形成共價鍵數(shù)目主族序數(shù)

1IA族（H原子）、VIIA族（F、Cl、Br、I原子等）

2VIA族（O、S原子等）

3IIIA族（B原子）、VA族（N、P原子等）

4IVA族（C、Si原子等）

4.物質(zhì)熔、沸點高低的判斷方法

（1）根據(jù)物質(zhì)的狀態(tài)判斷

常溫下物質(zhì)的熔、沸點：固體,液體〉氣體，如：氯化鈉>水>二氧化碳。

（2）根據(jù)物質(zhì)微粒間作用力大小判斷

①分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高

②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越強，物質(zhì)的熔、沸點越高，如

F2<C12<B12<I2

③分子間存在氫鍵的物質(zhì)沸點高于只存在范德華力的物質(zhì)，如NH3>PH3,HF>HC1

四、依據(jù)元素周期律推斷元素

1.識記理解元素周期律

項目同周期（左一右）同主族（上一下）

核電荷數(shù)逐漸增大逐漸增大

原電子層數(shù)遞增，最外層電子

電子層數(shù)電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)增多

子數(shù)相同

結(jié)原子半徑逐漸減?。ǘ栊詺怏w除外）逐漸增大

構(gòu)陽離子逐漸減小，陰離子逐漸減小

離子半徑逐漸增大

同周期：r（陰離子）〉r（陽離子）

元素的最高正化合價由+1-+7（0、F除

相同

外）

主要化合價最高正化合價=主族序數(shù)

非金屬元素負價由一4—-1

（0、F除外）

非金屬元素負化合價=—（8—主族序數(shù)）

元素的金屬性金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強

元素的非金屬性非金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱

元

第一電離能呈增大趨勢逐漸減小

素

的電負性逐漸增大逐漸減小

性

失電子能力失電子逐漸減弱失電子逐漸增強

質(zhì)

得電子能力得電子逐漸增強得電子逐漸減弱

單質(zhì)的還原性還原性逐漸減弱還原性逐漸增強

單質(zhì)的氧化性氧化性逐漸增強氧化性逐漸減弱

陽離子的氧化性陽離子氧化性逐漸增強陽離子氧化性逐漸減弱

陰離子的還原性陰離子還原性逐漸減弱陰離子還原性逐漸增強

非金屬元素氣態(tài)氫化氣態(tài)氫化物的形成越來越容易，其穩(wěn)定性逐氣態(tài)氫化物的形成越來越

物的形成及穩(wěn)定性漸增強困難，其穩(wěn)定性逐漸減弱

最高價氧化物對應水堿性逐漸減弱堿性逐漸增強

化物的酸堿性酸性逐漸增強酸性逐漸減弱

2.金屬性和非金屬性強弱的判斷方法

金屬性：指金屬元素的原子失去電子能力。

規(guī)律：原子越易失電子，金屬性越強。

結(jié)構(gòu)比較法：最外層電子數(shù)越少，電子層數(shù)越多，元素金屬性越強。

本質(zhì)

位置比較法：同周期元素，從左到右，隨原子序數(shù)增加，金屬性減弱；

同主族元素，從上到下，隨原子序數(shù)增加，金屬性增強。(金屬性最強

的元素為專色)

①在金屬活動性順序中位置越靠前，金屬性越強。

如：Fe排在Cu的前面，則金屬性：Fe>Cu

②單質(zhì)與水或非氧化性酸反應越劇烈，金屬性越強。

如：Zn與鹽酸反應比Fe與鹽酸反應更容易，則金屬性：Zn>Fe

金屬性比較

③單質(zhì)還原性越強或簡單陽離子氧化性越弱，金屬性越強。

如：氧化性：Mg2+>Na+,則金屬性：Mg<Na

④最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強。

判斷依據(jù)

如：堿性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,則金屬性：Na>Mg>Al

⑤若X〃++YTX+Y機+,則Y的金屬性比X強。

如：Cu2++Zn=Cu+Zn2+,則金屬性：Zn>Cu

⑥依據(jù)原電池的正負極：一般來說，作負極負極的金屬對應元素的金屬

性強。

⑦依據(jù)電解池的陰極放電順序：在陰極首先放電的陽離子，其對應元素

的金屬性越弱。

非金屬性：元素的原子得到電子能力。

規(guī)律：原子越易得電子，非金屬性越強。

結(jié)構(gòu)比較法：最外層電子數(shù)越多，電子層數(shù)越少，非金屬性越強。

本質(zhì)

位置比較法：同周期元素，從左到右，隨原子序數(shù)增加，非金屬性增強；

同主族元素，從上到下，隨原子序數(shù)增加，非金屬性減弱。（非金屬性

最強的元素為氟）

①與比化合越容易或氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強。

如：F2與H2在黑暗中就可反應，Br?與藥在加熱條件下才能反應，則非

金屬性：F>Br

如：穩(wěn)定性：HF>HCL則非金屬性：F>C1

②單質(zhì)氧化性越強或簡單陰離子還原性越弱，非金屬性越強。

非金屬性比較

如：還原性：s2->ci-,則非金屬性：C1>S

③最高價氧化物對應水化物的酸性越強，非金屬性越強。

如:酸性:HC1C>4（最強酸）>H2SC>4（強酸）>H3Po4（中強酸）>H2SiO3（弱

判斷依據(jù)

酸），則非金屬性：Cl>S>P>Si

④若A-+B—B”L+A,則B的非金屬性比A強。

如:2KH-C12=2KC1+I2）則非金屬性：C1>I

⑤依據(jù)與同一種金屬反應，生成化合物中金屬元素的化合價的高低進來

比較：化合價越高，則非金屬性越強。

占燃△

如：Cu+Cb------CuCl2,2Cu+SCu2S,則非金屬性：C1>S

⑥依據(jù)電解池的陽極放電順序：在陽極首先放電的陰離子，其對應元素

的非金屬性越弱。

（1）通常根據(jù)最高價氧化物對應水化物的酸堿性的強弱判斷元素金屬性或非金屬性的強弱，而不是根據(jù)其

他化合物酸堿性的強弱來判斷。

（2）非金屬性強弱與單質(zhì)的活潑性不完全一致；通常非金屬性越強，其單質(zhì)越活潑，但也有例外。如非金

屬性：0>Cl,但C12比。2活潑，原因是。2中存在0=0雙鍵，比Cl—C1單鍵難斷裂。

3.“三看”法比較微粒半徑大小

9

H

Q。QQQQ。

LiBeBCNOF

一看電子層數(shù)：最外層電子數(shù)相同時，電子層數(shù)越多，半徑越大。。Q。。QQQ

NaMgAlSiPSCl

二看核電荷數(shù)：當電子層結(jié)構(gòu)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。QQQ。QQQ

KCaGaGeAsSeBr

三看核外電子數(shù)：當電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越QQQQ。Q。

RbSrInSnSbTe1

多，半徑越大。QQ。QQQQ

CsBaT1PbBiPoAt

FrRa

原子的遞變規(guī)律：

①同周期原子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小，如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl)=

②同主族原子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大，$0：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)o

離子半徑的大小比較：

①陽離子半徑總比相應原子半徑小，如：r(Na)>r(Na+)o

②陰離子半徑總比相應原子半徑大，如：r(Cl)<?C「)。

③同主族陽離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大，如：r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)=

④同主族陰離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大，：r(F-)<r(Cl-)<r(Br-)<r(I-)0

⑤同周期陽離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小，如：r(Na+)>?Mg2+)>?AF+)。

2

⑥同周期陰離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小，如：r(N3-)>r(0-)>r(F-)o

【微點撥】同周期：r(陰離子)>r(陽離子)，陰離子比陽離子電子層多一層，如：r(S2-)>r(Na+)。

⑦電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小，如：r(S2-)>r(C「)>r(K+)>r(Ca2+)。

⑧同一元素不同價態(tài)的離子半徑，價態(tài)越高則離子半徑越小，如：r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)0

五、依據(jù)元素原子結(jié)構(gòu)推斷元素

利用原子結(jié)構(gòu)、核外電子排布特征為元素推斷的突破口，是元素推斷題的重要類型之一，題目通常以

文字敘述的形式給出元素原子的核外電子排布、位置關系等關鍵信息。解題時可結(jié)合短周期元素的原子結(jié)

構(gòu)及元素的特殊性質(zhì)，對元素進行合理的推斷。

1.根據(jù)核外電子的排布三大規(guī)律推斷元素

(1)最外層電子規(guī)律

最外層電子數(shù)(N)3<7V<8N=1或2N＞次外層電子數(shù)

第IA族、第IIA族、第VIII

元素在周期表中的位置IIIA族?VIIA族第二周期(Li、Be)除外

族、副族、。族元素氫

(2)“陰三、陽四”規(guī)律

某元素陰離子最外層電子數(shù)與次外層電子數(shù)相等，該元素位于第三周期；若為陽離子，則位于第四周

期。如S2-、K+最外層電子數(shù)與次外層電子數(shù)相等，則S位于第三周期，K位于第四周期。

(3)“陰上、陽下”規(guī)律

電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，若電性相同，則位于同周期，若電性不同，則陽離子位于陰離子的下一周期。

如02-、*、Na+、Mg2+、AF+電子層結(jié)構(gòu)相同，則Na、Mg、Al位于O、F的下一周期。

2.依據(jù)“等電子，，微粒

(1)尋找10電子微粒和18電子微粒的方法

①10電子微粒：以Ne為核心，推斷同周期的非金屬元素的化合物和下一周期的金屬元素的化合物。

N3-O2-

NH7浮.「出發(fā)點

t一

CH4-NH3^H2O-HF<~(Ne)―>Na+fMg：

1

V古3。十大F+

NN

②18電子微粒：以Ar為核心，推斷同周期的非金屬元素的化合物和下一周期的金屬元素的化合物。

s2——Hs-cr

出發(fā)點

-Q->K+-^Ca2+

SiH4*-PH3*-H2S-HC1

](一F、-OH、

—NH2,—CH3

9電子微粒義2)

CH3—CH3>H,N—NH2>HO—OH,F—F、F—CH3>CH3—OH

(2)記憶其他等電子微粒

2

“2電子”的粒子：He、H-、Li+、Be+.H2o

“9電子”的粒子：一F、一0H、—NH2>—CH3(取代基)。

“14電子”的粒子：Si、N2、COo

“16電子”粒子：S、。2、C2H4、HCHOo

3.質(zhì)子數(shù)和核外電子數(shù)分別相等的兩種微粒關系

①可以是兩種原子，如同位素原子。

②可以是兩種分子，如CH4、NH3等。

+

③可以是兩種帶電荷數(shù)相同的陽離子，如NH1H3OO

④可以是兩種帶電荷數(shù)相同的陰離子，如OH-、F-o

4.常見的重要核素及其應用

23

核素解u9C11180

HH

用途核燃料用于考古斷代制氫彈示蹤原子

5.核反應方程示例：核聚變、核裂變屬于核反應，不是化學變化。

碳-14的B衰變14C^14N+0ie

車卜?209的a衰變押P。-繆Pb+SHe

盧瑟福發(fā)現(xiàn)質(zhì)子74N+夕He—>870+1H

查德威克發(fā)現(xiàn)中子?Be+$He—>62C+on

鈾核裂變反應贊U+布一然Kr+短Ba+36n

核反應遵循的兩守恒：①反應前后質(zhì)量數(shù)之和不變。

②反應前后質(zhì)子數(shù)之和不變。

6.常考微粒電子式類型

H

[H：N:H]+

2+

(1)陽離子，如：Na+、Ca>Ho

⑵陰離子，如：匚，「匚：s：廣、匚0：H「

一..N：H:":：Q：..

(3)官能團，如：羥基.°：H、氨基石、醛基?號H、竣基,C：9：H。

(4)單質(zhì)分子，如：H：H,：N==N：o

化合物分子，如：H：C\：()：：C：：()：o

⑸離子化合物,如：3匚C匚「Na+匚。：廣Na+、[@rMg2+匚0口

Na+匚O：H]Na+匚()：0:了-Na+

(6)既含離子鍵又含共價鍵的化合物，如：

Hr

H：N：H匚?？?/p>

H.

7.?？级讨芷谠匦纬晒矁r鍵的數(shù)目

主族序數(shù)?？荚毓矁r鍵數(shù)目實例

IAH1H2>HC1

3BF3

B

4NaBH4>BF4X含有配位鍵)

IIIA3A1C13

A14LiAlH4>Al2ck、A1C1「(含有配位鍵)

6Na3[AlF6]

CCH4(碳碳間可以是單鍵、雙鍵、三鍵)

IVA4

SiSiH4>SiCl4

3NH3

VAN

4NH4+(含有配位鍵)

3PC13

P

5PCI5、H3PO4

2H20

O

3比。+（含有配位鍵）

VIA

2H2s

S

6SF6

VIIAF、Cl1HF、HC1

8.掌握幾種含氧酸的結(jié)構(gòu)

含氧酸結(jié)構(gòu)簡式含氧酸結(jié)構(gòu)簡式

HOO?HHOC)

\/1\/

高氯酸C1磷酸HO—P—OHp

/\II/\

OO0、HOOH

O。?

H00亞磷酸

硫酸HO—S—OH\/H—O—P—O—HHO—P—0H

（H3P。3）i、L

O、H00

()

H

硫代硫酸)次磷酸1

H—O—S—O—HH—O—P=O

（H2s2。3）(（H3P。2）1

H

S

OO

過二硫酸HO—As—OH

H—0—S—O—0—S—O—H亞碑酸1

（H2s2。8）OH

()()

OH

硼酸1次氯酸Cl—OH

HO—B—OH

提能?課后精練

1.月石可用作清潔劑、化妝品、殺蟲劑，由原子序數(shù)依次增大的四種短周期元素A、B、C、D組成，其陰

離子結(jié)構(gòu)如圖所示。B、C、D的最外層電子數(shù)之和與D的內(nèi)層電子數(shù)目相等。下列說法正確的是

/C

A

A.n=2

B.B的最高價氧化物的水化物為強酸

C.由B和A兩種元素組成的化合物分子間可以形成氫鍵

D.D元素只有一種氧化物

【答案】A

【分析】A可以形成一條共價鍵，則A為H,C形成兩條共價鍵，則C為O,B能形成3條或4條共價鍵,

則B為N元素或B元素，結(jié)合B、C、D的最外層電子數(shù)之和與D的內(nèi)層電子數(shù)目相等，則B為B元素,

C為0元素，則D為Na元素；