专题攻略之物质结构元素周期律(上)六、重难突破
中最简单氢化物稳定性最弱的是
.最简单气态氢化物的热稳定性:
【解析】(1) 可知A>B;由(2)可知 C>D ;由(3)可知A > C;由(4)可知D >B;由(5)
可知B >E,故A>C>D>B>E。
2. 【答案】A
【解析】解析:选A 由题意可知,W是N元素,X是O元素,Y是S元素,Z是Cl元素。H2S 的稳定性小于H2O的稳定性,也小于HCl的稳定性,A正确;HClO的酸性弱于H2SO4的酸性,B 错误;S2-的还原性大于O2-的,C错误;Cl2和H2O反应时,Cl2既是氧化剂,又是还原剂,D错误。
3. 【答案】B
【解析】由题意知Z原子在第三周期第ⅥA族,为硫,Y是镁,X在第二周期,据X、Y、Z原子的最外层电子数之和为13知,X为氮,NH3的水溶液显碱性,A错误;H2O比H2S稳定,C错误;NO和SO3无漂白性,D错误。
4. 【答案】D
5. 【答案】D
【解析】由图和R、T、Q、W是短周期元素推知:R在第二周期,T、Q、W在第三周期,故T在第ⅢA族为Al元素,Q为Si元素,W为S元素,R为N元素。A项,非金属性N>Si,故热稳定性NH3>SiH4,正确;B项,H2SiO3的酸性小于H2SO4,正确;C项,原子半径Al>Si>N,正确;D项,NaAlO2显碱性,错误。
6. 【答案】C
【解析】同一周期中原子半径从左到右依次减小,A项中P的半径大于Cl,A错误;非金属性越强,其气态氢化物越稳定,其最高价氧化物对应水化物酸性越强,故B项中热稳定性:HCl>HBr>AsH3,D项中酸性H2SO4>H3PO4>H3AsO4,B、D均错误;C项,单质氧化性:Cl2>S>As,故阴离子的还原性:As3->S2->Cl-,C正确。
7. 【答案】A
【解析】非金属元素原子获得相同数目电子放出能量越多,生成的阴离子越稳定,元素的非金属性越强。由此可知,X的非金属性比Y强,其还原性Y->X-,原子序数Y>X,气态氢化物的溶液酸性HY>HX,故答案为A 。
8. 【答案】B
【解析】X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的,为钠元素,ZX形成的化合物为中性,说明为氯化钠,则Y为硫元素,W为氧元素。A、钠离子和氧离子电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小,故钠离子半径小于氧离子半径,故错误;B、氧和钠形成的化合物为氧化钠或过氧化钠,其水溶液都为氢氧化钠,显碱性,故正确;C、水和硫化氢比较,水稳定性强,故错误;
D、最高价氧化物对应的水化物中高氯酸是最强酸,故错误。
9. 【答案】C
10. 【答案】C
【解析】A、B、C、D、E是5种短周期元素,其原子序数依次增大,A是周期表中原子半径最小的元素,则A为H元素;B原子最外层电子数是次外层电子数的3倍,只能有2个电子层,最外层电子数为6,故B为O元素;E与B处于同一族,则E为S元素;C、D、E处于同一周期,均处于第三周期,C、D原子的核外电子数之和与B、E原子的核外电子数之和相等,结合原子序数可知,C为Na、D为Al,A.元素B、C、D具有相同电子层结构的离子分别为O2﹣、Na+、Al3+,根据核外电子排布相同,半径随着核电荷数的增加而减小,所以离子半径O2﹣>Na+>Al3+,故A 错误;B.A为H,B为O,二者可形成化合物H2O2,故B错误;C.非金属性越强,氢化物越稳定,非金属性O>S,所以氢化物稳定性H2O>H2S,故C正确;D.D为Al元素,对应的最高价氧化物的水化物为氢氧化铝,为两性氢氧化物,属于弱碱,故D错误。
小试牛刀
1.下列排列顺序正确的是( )
①热稳定性:H2O>HF>H2S ②原子半径:Na>Mg>O
③酸性:H3PO4>H2SO4>HClO4④结合质子能力:OH->CH3COO->Cl-
A.①③B.②④
C.①④ D.②③
2.如图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图,下列说法正确的是( )
A.原子半径:Z>Y>X
B.气态氢化物的稳定性:R C.WX3和水反应形成的化合物是离子化合物 D.Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物能相互反应 3.运用元素周期律分析下面的推断,其中错误的是( ) A.已知Ra是第七周期第ⅡA族的元素,故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强 B.已知As是第四周期第ⅤA族的元素,故AsH3的稳定性比NH3的稳定性强 C.已知Cs的原子半径比Na的原子半径大,故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈 D.已知Cl的核电荷数比Al的核电荷数大,故Cl的原子半径比Al的原子半径小 4. 下列各项叙述中一定能说明元素X的非金属性比元素Y的非金属性强的是( ) A.X原子在反应中得到的电子数比Y原子在反应中得到的电子数少 B.气态氢化物溶于水后的酸性,X比Y强 C.X的最高正价比Y的最高正价高 D.X单质能与Y的氢化物反应生成Y单质 5.将甲、乙两种金属的性质相比较,已知①甲与H2O反应比乙与H2O反应剧烈;②甲单质能从乙的盐溶液中置换出乙单质;③甲的最高价氧化物对应的水化物碱性比乙的最高价氧化物对应的水化物碱性强;④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙原子得电子数目多;⑤甲单质的熔、沸点比乙的低。能说明甲的金属性比乙强的是( ) A.①④ B.①②③ C.③⑤ D.①②③④⑤ 6.下列实验不能达到实验目的的是( ) A.第ⅠA族与第ⅦA族元素间可形成共价化合物或离子化合物 B.第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7 C.同主族元素的简单阴离子还原性越强,水解程度越大 D.同周期金属元素的化合价越高,其原子失电子能力越强 8.已知33As、35Br位于同一周期。下列关系正确的是( ) A.原子半径:As>Cl>P B.热稳定性:HCl>AsH3>HBr C.还原性:As3->S2->Cl- D.酸性:H3AsO4>H2SO4>H3PO4 9.依据元素周期表及元素周期律,下列推断正确的是( ) A.H3BO3的酸性比H2CO3的强 B.Mg(OH)2的碱性比Be(OH)2的强 C.HCl、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:R>M 10.(2015海南)a、b、c、d为短周期元素,a的M电子层有1个电子,b的最外层电子数为内层电子数的2倍,c的最高化合价为最低化合价绝对值的3倍,c与d同周期,d的原子半径 小于c。下列叙述错误 ..的是() A.d元素的非金属性最强 B.它们均存在两种或两种以上的氧化物 C.只有a与其他元素生成的化合物都是离子化合物 D.b、c、d与氢形成的化合物中化学键均为极性共价键 11. 由元素周期表中短周期元素形成的五种离子A、B、C、D、E,有以下特点:A、D离子含有两种元素;E所含电子数比A、B、C、D四种离子的电子数均多8。 (1)A与C结合成的化合物乙为难溶于水的白色沉淀,但可以溶于强酸,也可以溶于A与B结合成的强碱性化合物甲。则C元素在周期表中的位置为 _ ,乙与甲的水溶液反应的离子方程式为 __________________________________. (2)B与E结合成既含离子键也含非极性共价键的化合物丙;A与D结合成化合物丁,丁与丙反应产生无色无味的气体,则丙的电子式为: _ ,1molD的粒子中有_ mol质子 (3)由氮氢两元素可形成与E电子数相同的化合物戊。戊与NO2用于火箭推动剂,请写出作火箭推动剂的化学反应方程式:。 12. 短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置如图所示,其中T所处的周期序数与主族序数相等. 请回答下列问题: (1)T的原子结构示意图为. (2)元素的非金属性为(原子的得电子能力):Q W(填“强于”或“弱于”).(3)W的单质与其最高价氧化物的水化物浓溶液共热能发生反应,生成两种物质,其中一种是气体, 反应的化学方程式为. (4)原子序数比R多1的元素是一种氢化物能分解为它的另一种氢化物,此分解反应的化学方程式 是. (5)R有多种氧化物,其中甲的相对分子质量最小.在一定条件下,2L的甲气体与0.5L的氧气相混合, 若该混合气体被足量的NaOH溶液完全吸收后没有气体残留,所生成的R的含氧酸盐的化学式是. (6)在298K下,Q、T的单质各1mol完全燃烧,分别放出热量akJ和bkJ.又知一定条件下,T的单质能将Q从它的最高价氧化物中置换出来,若此置换反应生成3molQ的单质,则该反应在298K下的△H= (注:题中所涉单质均为最稳定单质). 1.【答案】B 【解析】因O、F位于同一周期,且非金属性依次增强,则热稳定性HF>H2O,①错误;因Na、Mg位于同一周期,O原子比Na、Mg原子少一个电子层,且原子序数依次增大,故其原子半径依次减小,②正确;因P、S、Cl属同一周期元素,且原子序数依次增大,则其最高价含氧酸的酸性依次增强,即H3PO4 2.【答案】D 【解析】依据元素化合价规律可知X、Y、Z、W、R分别是氧、钠、铝、硫、氯元素。A项,原子半径Na>Al>O(或Y>Z>X);B项,气态氢化物的稳定性:HCl>H2S;C项,SO3(WX3)和水反应生成的H2SO4为共价化合物。 3.【答案】B 4.【答案】D 【解析】判断非金属性强弱的依据有3个:①单质与氢气化合的难易程度,②生成气态氢化物的稳定性强弱,③最高价氧化物对应水化物的酸性强弱;还可以把非金属性推广到单质的氧化性,单质氧化性越强,则说明元素非金属性越强,D正确。 5.【答案】B 【解析】比较金属性强弱的一般方法是看与酸(或水)反应的剧烈程度、最高价氧化物对应的水化物碱性强弱、置换反应,而不能根据其与金属反应时得电子的数目多少、熔沸点的高低进行比较。 6.【答案】B 【解析】A项,Cl2、Br2分别与H2反应,根据反应条件的难易,即可判断出氯、溴的非金属性强弱;B项,向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨,MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2,AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3,但无法比较二者的金属性强弱;C项,测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH,根据pH可判断出Na2CO3与Na2SO4水解程度的大小,即判断出酸性H2CO3<H2SO4,从而判断出碳、硫的非金属性强弱;D项,利用Fe、Cu与稀盐酸反应现象的不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱。 7.【答案】A 【解析】第ⅠA族和第ⅦA族元素如:H、Na与Cl可形成HCl和NaCl,两者分别属于共价化合物和离子化合物,A正确;第二周期F元素无正价,B错误;如第ⅦA族的元素中,还原性F-I-,C错误;同周期金属元素从左到右化合价升高,其还原性减弱,原子失电子能力减弱,D错误。 8.【答案】C 【解析】同一周期中原子半径从左到右依次减小,A项中P的半径大于Cl,A错误;非金属性越强,其气态氢化物越稳定,其最高价氧化物对应水化物酸性越强,故B项中热稳定性:HCl>HBr>AsH3,D项中酸性H2SO4>H3PO4>H3AsO4,B、D均错误;C项,单质氧化性:Cl2>S>As,故阴离子的还原性:As3->S2->Cl-,C正确。 9.【答案】B 10.【答案】D 【解析】根据题意知短周期元素中a的M层有1个电子,则a的核外电子排布是2、8、1,则a 是Na元素; b的最外层电子数为内层电子数的2倍,则b核外电子排布是2、4,则b为C元素;c的最高化合价为最低 化合价绝对值的3倍,则c为S元素;c、d的原子处于同一周期,d的原子半径小于c,则d 是Cl元素。A、 在上述元素中非金属性最强的元素为Cl元素,正确;B、Na可以形成Na2O、Na2O2等氧化物,C 可以形成 CO、CO2等氧化物, S可以形成SO2、SO3等种氧化物,Cl元素则可以形成Cl2O、ClO2、Cl2O7等多种价 态的氧化物,正确;C、Na是活泼金属元素,可与非金属元素C、S、Cl均形成离子化合物,正确;D、C 元素可以与H元素形成只含有极性键的化合物CH4,也可以形成含有极性键、非极性键的化合物若CH3-CH3 等,S元素可以形成H2S,含有极性键;Cl元素与H元素形成HCl,含有极性键,错误。 11.【答案】(1)第3周期ⅢA, Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O (2),11mol (3)2N2H4+2NO2=3N2+4H2O 【解析】E所含电子数比A、B、C、D四种离子的电子数均多8说明A、B、C、D四种离子含相等的电子数,根据化合物乙可以溶于强酸,也可以溶于强碱性化合物,则乙是氢氧化铝,A是OH-,B是Na+,C是Al3+,甲是氢氧化钠,故C在周期表中的位置第三周期,ⅢA族,氢氧化钠与氢氧化铝反应生成偏铝酸钠。 ⑵根据B与E结合成既含离子键也含非极性共价键的化合物丙;A与D结合成化合物丁,丁与 丙反应产生无色无味的气体知E是O22-,则D是H3O+,丙是过氧化钠,丁是水,1mol H3O+中11mol 质子。 ⑶根据题意,化合物戊为氮氢化合物,有18个电子,N原子核外有7个电子,H原子核外有1个电子,因此化合物戊中应含2个N原子和4个H原子,故化学式为N2H4,与NO2反应生成氮气和水。 12.【答案】(1); (2)弱于;(3)S+2H2SO4(浓)3SO2↑+2H2O; (4)2H2O2 2H2O+O2↑;(5)NaNO2;(6(3a﹣4b)kJ?mol﹣1. (4)R为N,原子序数比R多1的元素为O,其一种氢化物能分解为它的另一种氢化物,则反应为2H2O2 2H2O+O2↑。 (5)R有多种氧化物,其中甲的相对分子质量最小,则甲为NO,2L的甲气体与0.5L的氧气相混合,得到等体积的NO和NO2,由氧化还原反应可知该混合气体被足量的NaOH溶液完全吸收后没有气体残留,所生成的R的含氧酸盐中N元素的化合价为+3价,即化学式为NaNO2。 (6)Q、T的单质各1mol完全燃烧,分别放出热量akJ和bkJ,则C(s)+O2(g)═CO2(g)△H=﹣akJ?mol﹣1①,4Al(s)+3O2(g)═2Al2O3(s)△H=﹣4bkJ?mol﹣1②, 一定条件下,T的单质能将Q从它的最高价氧化物中置换出来,若此置换反应生成3molQ的单质,则反应为 4Al+3CO22Al2O3+3C,由盖斯定律可知,②﹣①×3可得到反应 4Al+3CO22Al2O3+3C,则△H=﹣4bkJ?mol﹣1﹣(﹣akJ?mol﹣1)×3=(3a﹣4b)kJ?mol﹣1。 物质结构和元素周期律 (时间:90分) 一、选择题 1.硼元素的平均相对原子质量为,则硼在自然界中的两种同位素 [ ] (A)1:1(B)10:11(C)81:19(D)19:81 2.原子序数为47的银元素有2种同位素,它们的摩尔分数几乎相等,已知银的相对原子质量是108,则银的这两种同位素的中子数分别是[ ] (A)110和106 (B)57和63 (C)53和66 (D)60和62 3.在同温、同压下,相同物质的量的氢气和氦气,具有相同的 [ ] (A)原子数 (B)质子数 (C)体积 (D)质量 4.关于同温、同压下等体积的N2O和CO2的叙述: [ ] ①质量相同②碳原子数和氮原子数相等 ③所含分子数相等④所含质子总数相等 (A)①②③ (B)②③④ (C)①②④ (D)①③④ 5.阴离子X n-含中子N个,X的质量数为A,则W gX元素的气态氢化物中含质子的物质的量是[ ] 6.下列各组物质中都是由分子构成的化合物是 [ ] (A)CO2、NO2、SiO2(B)HCl、NH3、CH4 (C)NO、CO、CaO (D)O2、N2、Cl2 7.根据下列各组元素的原子序数,可组成化学式为AB2型化合物且为原子晶体的是[ ] (A)14和6 (B)14和8 (C)12和17 (D)6和8 8.下列微粒中,与OH-具有相同的质子数和相同的电子数的是 [ ] 9.元素A、B、C原子核内质子数之和为31,最外层电子数之和为17,这三种元素是[ ] (A)N、P、Cl (B)P、O、S (C)N、O、S (D)O、F、Cl 10.某元素原子核内质子数为m,中子数为n,则下列论断正确的是[ ] (A)不能由此确定该元素的相对原子质量 (B)这种元素的相对原子质量为m+n (C)若碳原子质量为W g,则此元素原子质量为(m+n)W g (D)该元素原子核内中子的总质量小于质子的总质量 物质结构元素周期律总结 1.对原子的组成和三种微粒间的关系 A Z X的含义:代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。 核电荷数=元素的原子序数=质子数=核外电子数。 2.原子核外电子分层排布的一般规律 在含有多个电子的原子里,电子依能量的不同是分层排布的,其主要规律是: (1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层,然后由里向外,依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 (3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个),倒数第三层电子数目不能超过32个。 3.元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系 (1)稀有气体的不活泼性;稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子),处于稳定结构,因此化学性质稳定,一般不跟其他物质发生化学反应。 (2) 最外层电子数得失电子趋 势 元素的性 质 金属元素<4易失金属性 非金属元素>4易失非金属 4.1~20号元素微粒结构的特点 (1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同,与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。 (2)核外有10个电子的微粒: ①分子:Ne、HF、H2O、NH3、CH4。 ②阳离子:Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。 ③阴离子:N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。 (3)元素的原子结构的特殊性: ①原子核中无中子的原子: 1 1 H。②最外层有1个电子的元素:H、Li、Na。③最外层有2个电子的元 素:Be、Mg、He。④最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be、Ar。⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素:C;是次外层电子数3倍的元素:O;是次外层电子数4倍的元素:Ne。⑥电子层数与最外层电子数相等的元素:H、Be、Al。⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素:Be。⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Si。⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、P。 5.从质量、电性两个方面来认识原子结构 (1)原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上,质子和中子的相对质量都近似为1,电 高考化学冲刺的核心知识和解题策略 第二讲高考冲刺:物质结构 和元素周期律 1、原子序数为8 2、88、112的属于何族何周期? 2、在元素周期表中,哪纵元素最多,哪纵化合物种类最多? 3、在元素周期表中,前三周期空着的有多少个元素? 4、在元素周期表中,第三主族是哪一纵?三副族呢? 5、在元素周期表中,镧系有多少个元素? 6、在元素周期表中,周期差是多少, 同周期的第二主族和第三主族相差是多少? 核外电子排布规律: 1.核外电子是分层排布的,各电子层最多容纳的电子数目为2n 2 。 2.核外电子排布符合能量最低原理,能量越低的电子离核越近。 3.最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层时,不超过2个),次 外层电子数目不超过18个,倒数第三层电子数目不超过32个。 上述几条规律相互制约,应综合考虑。 原子序数为82、88、112的如何排布? ⅡA 族某元素的原子序数为n ,则与之同周期的ⅢA 族的元素的原 若上一周期某元素的原子序数为n ,则与之同主族的下一周期的元素的 原子序数可能为n+2、n+8、n+18、n+32。 元素金属性、非金属性强弱的比较: 1.金属性强弱的比较依据: (1)根据周期表中的位置; (2)根据金属活动性顺序表(盐溶液之间的置换关系、阳离子在水 溶液中电解时放电的一般顺序); (3)根据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度; (4)根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱; (5)根据构成原电池时的正负极。 2.非金属性强弱的比较依据: (1)根据周期表中的位置; (2)根据置换关系判断(阴离子在水溶液中电解时放电的一般顺序); (3)根据与金属反应的产物比较; (4)根据与H 2化合的难易程度及气态氢化物的稳定性、还原性; (5)根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 微粒半径大小的比较: 1. 同周期,从左向右,随核电荷数的递增,原子半径越来越小,到惰 性气体原子半径突然增大。 2.同主族,从上向下,随电子层数递增,原子半径、离子半径越来越大。 3.同种元素的不同微粒,核外电子数越多,半径越大,即:阳离子 半径<原子半径、阴离子半径>原子半径。 4.核外电子层结构相同的不同微粒,核电荷数(即质子数)越多, 对电子的吸引力越强,微粒半径越小。 电子层结构相同的微粒: ①常见的2电子微粒:分子有:H 2、He ;阴离子有: H -;阳离子有:Li +。 ②常见的10电子微粒:分子有:Ne 、CH 4、NH 3、 H 2O 、HF ;阳离子有:Na +、Mg 2+、Al 3+、NH 4+、 H 3O +;阴离子有:F -、O 2-、N 3-、OH - 、NH 2-。 ③常见的18电子微粒:分子有:Ar 、SiH 4、PH 3、 1.熟记并正确书写常见元素的名称、符号、离子符号。 2.熟悉常见元素的化合价,能根据化合价正确书写化学式(分子式),或根据化学式判断元素的化合价。 3.掌握原子结构示意图、电子式等表示方法。 4.了解相对原子质量、相对分子质量的定义,并能进行相关计算。 5.了解元素、核素和同位素的含义。 6.了解原子的构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。 7.了解原子核外电子排布规律。 8.掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 9.以第三周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。10.以ⅠA和ⅦA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。11.了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。12.了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。 1.(2019·全国卷Ⅰ)科学家合成出了一种新化合物(如图所示),其中W、X、Y、Z为同一短周期元素,Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半,下列叙述正确的是() A.WZ的水溶液呈碱性 B.元素非金属性的顺序为X>Y>Z C.Y的最高价氧化物的水化物是中强酸 D.该新化合物中Y不满足8电子稳定结构 C[W、X、Y、Z为同一短周期元素,可能同处于第二或第三周期,观察新化合物的结构示意图可知,X为四价,X可能为C或Si。若X为C,则Z核外最外层电子数为C原子核外电子数的一半,即为3,对应B元素,不符合成键要求,不符合题意,故X为Si,W能形成+1价阳离子,可推出W为Na元素,Z核外最外层电子数为Si原子核外电子数的一半,即为7,可推出Z为Cl 元素。Y能与2个Si原子形成共价键,另外得到1个电子达到8电子稳定结构,说明Y原子最外层有5个电子,进一步推出Y为P元素,即W、X、Y、Z分别为Na、Si、P、Cl元素。A项,WZ为NaCl,其水溶液呈中性,错误;B项,元素非金属性:Cl>P>Si,错误;D项,P原子最外层有5个电子,与2个Si原子形成共价键,另外得到1个电子,在该化合物中P元素满足8电子稳定结构,错误。] 2.(2019·全国卷Ⅱ)今年是门捷列夫发现元素周期律 150周年。下表是元素周期表的一部分,W、X、Y、Z 为短周期主族元素,W与X的最高化合价之和为8。下 列说法错误的是() A.原子半径:W<X B.常温常压下,Y单质为固态 C.气态氢化物热稳定性:Z<W D.X的最高价氧化物的水化物是强碱 D[由题意,W、X、Y、Z为短周期主族元素,W与X的最高化合价之和为8,可推出W、X、Y、Z分别为N、Al、Si、P。A项,根据电子层数越多,原子半径越大,可得原子半径:W 第一章物质结构元素周期律 一、原子结构 1、原子组成微粒 2、基本关系 数量关系:质子数=核电荷数=核外电子数(原子) 质量关系:质量数=质子数+中子数 2.原子核外电子的排布规律:①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;②各电子层最多容纳的电子数是2n2;③最外层电子数不超过8个(K层为最外层不超过2个),次外层不超过18个,倒数第三层电子数不超过32个。 电子层:一(能量最低)二三四五六七对应表示符号: K L M N O P Q ★熟背前20号元素,熟悉1~20号元素原子核外电子的排布: H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 3.元素、核素、同位素 元素:具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 4、微粒半径大小的比较 一看层二看核三看价 二、元素周期表 1.编排原则: ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同......的各元素从左到右排成一横行..。(周期序数=原子的电子层数) ③把最外层电子数相同........的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行..。 主族序数=原子最外层电子数 2.结构特点: 核外电子层数 元素种类 第一周期 1 2种元素 短周期 第二周期 2 8种元素 周期 第三周期 3 8种元素 元 (7个横行) 第四周期 4 18种元素 素 (7个周期) 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素 期 第七周期 7 未填满(已有26种元素) 表 主族:ⅠA ~ⅦA 共7个主族 族 副族:ⅢB ~ⅦB 、ⅠB ~ⅡB ,共7个副族 (18个纵行) 第Ⅷ族:三个纵行,位于ⅦB 和ⅠB 之间 (16个族) 零族:稀有气体 三、元素周期律 1.元素周期律:元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的..............周期性变化..... 的必然结果。 2.同周期元素性质递变规律 物质结构 元素周期律 中子N (不带电荷) 同位素 (核素) 原子核 → 质量数(A=N+Z ) 近似相对原子质量 质子Z (带正电荷) → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 : 最外层电子数决定主族元素的 决定原子呈电中性 电子数(Z 个): 化学性质及最高正价和族序数 体积小,运动速率高(近光速),无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云(比喻) 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子(离子)的电子式、原子结构示意图 随着原子序数(核电荷数)的递增:元素的性质呈现周期性变化: ① 、 原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列; 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行; 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素(个别除外)排成一个纵行。 ①、短周期(一、二、三周期) 周期(7个横行) ②、长周期(四、五、六周期) 周期表结构 ③、不完全周期(第七周期) ①、主族(ⅠA ~ⅦA 共7个) 元素周期表 族(18个纵行) ②、副族(ⅠB ~ⅦB 共7个) ③、Ⅷ族(8、9、10纵行) ④、零族(稀有气体) 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数,电子层结构,最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数: 相同条件下,电子层越多,半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下,核电荷数越多,半径越小。 最外层电子数 相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如:Li 《物质结构与元素周期律》易错知识点总结 2011-12-02 10:48:08来源: 作者: 【大中小】浏览:155次评论:0条 【内容讲解】 第一部分物质结构 一.原子组成 1、并不是所有的原子都含有中子,11H原子核内就只有一个质子而没有中子。 2、只有呈电中性的原子核电荷数才等于核外电子数;核电荷数和核外电子数相等的微粒一定是同类微粒(原子、阳离子或阴离子)。 二.概念辨析 1、同位素研究的对象是原子,同系物研究的对象是有机物,同分异构体研究的对象是化合物。 2、同种元素的不同核素化学性质基本相同,物理性质不同。 3、原子量是相对原子质量的简称,而元素周期表中的原子量是元素的原子量,是一个加权平均值。 三.核外电子排布规律 1、注意原子结构示意图和电子式的区别: 原子结构示意图:描述原子核电荷数(质子数)和核外电子排布情况的示意图; 电子式:在元素符号周围用●或X来表示微粒(原子、分子、离子)中原子的最外层电子的式子。 2、特别要注意用电子式表示离子化合物和共价化合物形成过程的区别。 四.微粒半径大小的比较 1、阳离子半径<原子半径、阴离子半径>原子半径。 2、核外电子层结构相同的原子和单原子离子(例如2e-、10e-、18e-微粒)在元素周期表中的位置规律,原子半径和离子半径顺序。 五.化学键 1、离子键和共价键的形成过程;极性键和非极性键的区别。 2、熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物;溶解在水中不能电离的化合物通常是共价化合物,但溶解在水中能电离的化合物可能是共价化合物也可能是离子化合物。 3、离子化合物中一定含有离子键,有离子键的化合物一定是离子化合物;共价化合物中一定含有共价键,含有共价键的化合物不一定是共价化合物;极性键和离子键都只有存在于化合物中,非极性键可以存在于单质、离子化合物或共价化合物中。 六.分子间作用力、氢键 1、分子间作用力的强度远远小于化学键,由分子构成的物质,其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力大小决定。 2、含有氢键的物质沸点升高;氢键的强弱介于分子间作用力和化学键之间。 【错例解析】 1.下列指定微粒的个数比为2:1的是 A.Be2+离子中的质子和电子 B.21H原子中的中子和质子 C.NaHCO3晶体中的阳离子和阴离子 D.BaO2(过氧化钡)固体中的阴离子和阳离子 [注] 答案是A,特别要注意C和D选项中离子化合物是由什么离子构成的。补充:NaHSO4是由Na+和HSO4—构成的,但是溶于水电离成Na+、H+和SO42—。 2.下列各项中表达正确的是 A.F-的结构示意图:B.CO2的分子模型示意图: C.NaCl的电子式:D.N2的结构式::N≡N: [注] 答案是A,特别要注意B选项:CO2分子是直线型的,还有D选项:把结构式和电子式混淆了。 3.某元素构成的双原子分子有三种,其相对分子质量分别为158、160、162。在天然单质中,此三种单质 第一章:原子结构与元素周期律 教案编写日期:2012-2-16 课程授课日期: 应到人数: 实到人数: 教学目标: 过程与方法: 通过亲自编排元素周期表培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力;通过对元素原子结构、位置间的关系的推导,培养学生的分析和推理能力。 通过对元素周期律和元素周期表的关系的认识,渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系。 情感态度价值观: 通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质;提高学生的学习兴趣 教学方法:通过元素周期表是元素周期律的具体表现形式的教学,进行“抽象和具体”这一科学方法的指导。 教学重难点:同周期、同主族性质的递变规律;元素原子的结构、性质、位置之间的关系。 教学过程: 中子N (核素) 原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 : 决定原子呈电中性 电子数(Z 个): 化学性质及最高正价和族序数 体积小,运动速率高(近光速),无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云(比喻) 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子(离子)的电子式、原子结构示意图 随着原子序数(核电荷数)的递增:元素的性质呈现周期性变化: ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列; 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行; 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素(个别除外)排成一个纵行。 ①、短周期(一、二、三周期) 周期(7个横行) ②、长周期(四、五、六周期) 周期表结构 ③、不完全周期(第七周期) A ~ⅦA 共7个) 元素周期表 族(18个纵行) ②、副族(ⅠB ~ⅦB 共7个) ③、Ⅷ族(8、9、10纵行) ④、零族(稀有气体) 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数,电子层结构,最外层电子数 ②、原子半径 决定 编排依据 具 体 表 现 形式 X) (A Z 七 主 七 副零和八 三长三短一不全 物质结构与元素周期律 一、原子的构成 1、原子: 2、两个关系式: (1)核电荷数=核内质子数=原子核外电子数=原子序数。 (2)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。 【例 1】某元素的一种核素X的原子质量数为A,含N个中子,它与1H原子组成H m X分子,在a g H m X分子中含质子的物质的量是() 二、核外电子排布 1、电子运动特点:①较小空间;②高速;③无确定轨道。 2、电子云:表示电子在核外单位体积内出现几率的大小,而非表示核外电子的多少。 3、电子层:根据电子能量高低及其运动区域不同,将核外空间分成个电子层。 表示:层数 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q n值越大,电子运动离核越远,电子能量越高。电子层实际上并不存在。 4、能量最低原理:电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里,然后排布在能量稍 高的电子层,即电子由内而外逐层排布。 5、排布规律:①各电子层最多容纳的电子数目是个。 ②最外层电子数不超过个。(K层为最外层时不超过2个) ③次外层电子数不超过个,倒数第三层电子数不超过32个。 6、表示方法: ①原子、离子结构示意图。 ②原子、离子的电子式。 三、电子式的书写 【例 2】下列化学用语中,书写错误的是( ) 根据元素周期律,把相同的各种元素,按原子序数递增的顺序从左到右排成横行,再把不同横行中相同的元素,按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行, 这样得到的表就叫做元素周期表。 1、编排依据 (1)按原子序数递增的顺序从左到右排列。 (2)将电子层数相同的元素排成一个横行,得到。 (3)把最外层电子数相同的元素排成一个纵行,得到。 2、结构 短周期:1、2、3 周期(7个横行)长周期:4、5、6 不完全周期:7 7个主族:ⅠA~ⅦA 族(18个纵行)7个副族:ⅠB~ⅦB 16个族第Ⅷ族 零族(稀有气体) 【例 3】甲、乙是周期表中同一主族的两种元素,若甲的原子序数为x,则乙的原子序数不可能是() A.x+2B.x+4 C.x+8 D.x+18 【例 4】若甲、乙分别是同一周期的ⅡA和ⅢA元素,原子序数分别为m和n,则下列关于m 和n的关系不正确的是 ( ) A.n=m+1 B.n=m+18 C.n=m+25 D.n=m+11 【例 5】下列叙述中正确的是() A.除零族元素外,短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B.除短周期外,其他周期均有18种元素 C.副族元素中没有非金属元素 D.碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素 物质结构与元素周期律高考题,20道 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN 物质结构与元素周期律 1.【2016-浙江】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X原子核外最外层电子数是其电子层数的2倍,X、Y的核电荷数之比为3:4。W?的最外层为8电子结构。金属单质Z在空气中燃烧生成的化合物可与水发生氧化还原反应。下列说法正确的是() A.X与Y能形成多种化合物,一般条件下都能与Z的最高价氧化物的水化物发生反应 B.原子半径大小:X<Y,Z>W C.化合物Z2Y和ZWY3都只存在离子键 D.Y、W的某些单质或两元素之间形成的某些化合物可作水的消毒剂 2.【2016-新课标III】四种短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大,W、X的简单离子具有相同电子层结构,X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的,W与Y同族,Z与X形成的离子化合物的水溶液呈中性。下列说法正确的是() A.简单离子半径:W< X 4.【2016-新课标I】短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。m、p、r 是由这些元素组成的二元化合物,n是元素Z的单质,通常为黄绿色气体,q的水溶液具有漂白性,0.01 mol·L–1r溶液的pH为2,s通常是难溶于水的混合物。上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是 () A.原子半径的大小W 第九章 4 物质结构 元素周期律中子N (核素)原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 : 决定原子呈电中性 电子数(Z 个): 化学性质及最高正价和族序数 体积小,运动速率高(近光速),无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云(比喻) 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子(离子)的电子式、原子结构示意图 随着原子序数(核电荷数)的递增:元素的性质呈现周期性变化: ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列;元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行; 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素(个别除外)排成一个纵行。 ①、短周期(一、二、三周期) 周期(7个横行) ②、长周期(四、五、六周期) 周期表结构 ③、不完全周期(第七周期) ①、主族(ⅠA~ⅦA 共7个) 元素周期表 族(18个纵行) ②、副族(ⅠB~ⅦB 共7个) ③、Ⅷ族(8、9、10纵行) ④、零族(稀有气体) 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数,电子层结构,最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数: 相同条件下,电子层越多,半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下,核电荷数越多,半径越小。 最外层电子数 相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如: Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如:Li 2014届高三化学高考复习教学案 1 物质结构和元素周期表专题 1.(2012福建?8)短周期元素R 、T 、Q 、W 在元素周期表中的相对位置如右下图所示,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:R>Q B .最高价氧化物对应水化物的酸性:Q 第10章原子结构与元素周期律 思考题 1.量子力学原子模型是如何描述核外电子运动状态的? 解:用四个量子数:主量子数——描述原子轨道的能级; 角量子数——描述原子轨道的形状, 并与主量子数共同决定原子轨道的能级; 磁量子数——描述原子轨道的伸展方向; 自旋量子数——描述电子的自旋方向。 2.区别下列概念:(1)Ψ与∣Ψ∣2,(2)电子云和原子轨道,(3)几率和几率密度。解:(1)Ψ是量子力学中用来描述原子中电子运动状态的波函数,是薛定谔方程的解; ∣Ψ∣2反映了电子在核外空间出现的几率密度。 (2)∣Ψ∣2 在空间分布的形象化描述叫电子云,而原子轨道与波函数Ψ为同义词。 (3)∣Ψ∣2表示原子核外空间某点附近单位体积内电子出现的几率,即称几率密度,而某一微小体积dV内电子出现的几率为∣Ψ∣2·dV。 3.比较波函数角度分布图与电子云角度分布图,它们有哪些不同之处? 解:不同之处为 (1)原子轨道的角度分布一般都有正负号之分,而电子云角度分布图均为正值,因为Y 平方后便无正负号了。 (2)除s轨道的电子云以外,电子云角度分布图比原子轨道的角度分布图要稍“瘦”一些,这是因为︱Y︱≤ 1,除1不变外,其平方后Y2的其他值更小。 4.科顿原子轨道能级图与鲍林近似能级图的主要区别是什么? 解:Pauling近似能级图是按能级高低顺序排列的,把能量相近的能级组成能级组,依1、2、3…能级组的顺序,能量依次增高。按照科顿能级图中各轨道能量高低的顺序来填充电子,所得结果与光谱实验得到的各元素原子中电子排布情况大致相符合。 科顿的原子轨道能级图指出了原子轨道能量与原子序数的关系,定性地表明了原子序数改变时,原子轨道能量的相对变化。从科顿原子轨道能级图中可看出:原子轨道的能量随原子序数的增大而降低,不同原子轨道能量下降的幅度不同,因而产生能级交错现象。但氢原子轨道是简并的,即氢原子轨道的能量只与主量子数n有关,与角量子数l无关。 5.判断题: (1)当原子中电子从高能级跃迁至低能级时,两能级间的能量相差越大,则辐射出的电磁波波长越大。 第一章物质结构元素周期律 元素周期表 知识概要: 一、元素周期表 1.元素周期表的发现与发展: 1869年,俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列,并将化学性质相似的元素放在一个纵行,制出了第一张元素周期表。当原子结构的奥秘被发现以后,元素周期表中的元素排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数,周期表也逐渐演变成我们常用的这种形式。按照元素在周期表中的顺序给元素编号,得到原子序数。人们发现,原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系: 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 2.元素周期表的结构: (1)元素周期表的排列原则 横行:电子层数相同的元素,按原子序数递增的顺序从左到右排列。 纵行:最外层电子数相同的元素,按电子层数递增的顺序自上而下排列。 (2)周期 (3)族 按电子层数递增的顺序,把不同横行中最外层电子数相同的元素由上而下排成纵行,元素周期表共有18个纵行,它们又被划分为16个族。 (4)元素周期表的结构 周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 短周期(第1、2、3周期)周期:7个(共七个横行) 周期表长周期(第4、5、6、7周期) 主族7个:ⅠA-ⅦA 族:16个(共18个纵行)副族7个:IB-ⅦB 第Ⅷ族1个(3个纵行) 零族(1个)稀有气体元素 (5)认识周期表中元素相关信息 随堂检测(一) 1.已知某主族元素的原子结构示意图如下,判断其位于第几周期第几族 2.主族元素在周期表中的位置取决于该元素的( ) A.相对原子质量和核外电子数 B.电子层数和最外层电子数 C.相对原子质量和最外层电子数 D.电子层数和次外层电子数 3.下列各表为周期表的一部分(表中为原子序数),其中正确的是( ) A. 234 11 19 B. 2 1011 1819 C. 6 111213 24 D. 67 14 3132 26 Fe 铁 3d6 4s2 专题九物质结构和元素周期律 考点一原子构成和核外电子排布 1.氕化锂、氘化锂、氚化锂都可作为发射“嫦娥一号”卫星的火箭引燃剂。下列说法正确的是()A.1H、D+、T2互为同位素 B.LiH、LiD、LiT含有的电子总数分别为3、4、5 C.7LiH、7LiD、7LiT的摩尔质量之比为1∶1∶1 D.它们都是离子化合物,常作还原剂 2.甲、乙、丙、丁是4种短周期元素,它们的原子序数依次增大,其中甲和丙、乙和丁分别是同主族元素,又知乙、丁两元素的原子核中质子数之和是甲、丙两元素原子核中质子数之和的2倍,甲元素的一种核素核内无中子。 (1)丙、丁组成的常见化合物,其水溶液呈碱性,原因是______________________(用离子方程式表示);写出两种均含甲、乙、丙、丁四种元素的化合物相互间发生反应,且生成气体的离子方程式_____________________________________。 (2)丁的单质能跟丙的最高价氧化物的水化物的浓溶液发生氧化还原反应,生成的两种正盐的水溶液均呈碱 性,写出该氧化还原反应的离子方程式____________________________。 (3)甲、乙、丁可形成A、B两种微粒,它们均为负一价双原子阴离子且A有18个电子,B有10个电子, 则A与B反应的离子方程式为________________________________。 (4)4.0 g丁单质在足量的乙单质中完全燃烧放出37.0 kJ热量,写出其热化学方程式 _____________________________________。 考点二元素周期表的结构和元素周期律 3.(2010·四川理综,8)下列说法正确的是() A.原子最外层电子数为2的元素一定处于周期表ⅡA族 B.主族元素X、Y能形成XY2型化合物,则X与Y的原子序数之差可能为2或5 C.氯化氢的沸点比氟化氢的沸点高 D.同主族元素形成的氧化物的晶体类型均相同 4.W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短周期元素,W、X是金属元素,Y、Z是非金属元素。(1)W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生成盐和水,该反应的离子方程式为 ______________________________________。 (2)W与Y可形成化合物W2Y,该化合物的电子式为___________________。 (3)X的硝酸盐水溶液显________性,用离子方程式解释原因:________________________________。 (4)Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中,发生反应的化学方程式为 ______________________________________。 (5)比较Y、Z气态氢化物的稳定性:________>________(用分子式表示)。 物质结构元素周期律 1.原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数=核内质子数=原子核外电子数注意:(1) 阴离子:核外电子数=质子数+所带的电荷数 阳离子:核外电子数=质子数-所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的,如Cl-的核电荷数为17,电荷数为1.[质量数] 用符号A表示.将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值,叫做该原子的质量数. 说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系:A=Z + N.(2)符号A Z X的意义:表示元素符号为X,质量数为A,核电荷数(质子数)为Z的一个原子.例如,23 Na中,Na原子 11 的质量数为23、质子数为11、中子数为12. [原子核外电子运动的特征] (1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时,没有确定的轨道,不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度,也不能描绘出它的运动轨迹.在描述核外电子的运动时,只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少. (2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像,叫做电子云.电子云图中的小黑点不表示电子数,只表示电子在核外空间出现的几率.电子云密度的大小,表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少. (3)在通常状况下,氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大,离核越远的地方电子云密度越小. [原子核外电子的排布规律] (2)能量最低原理:电子总是尽先排布在能量最低的电子层里,而只有当能量最低的电子层排满后,才依次进入能量较高的电子层中.因此,电子在排布时的次序为:K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律:①每个电子层最多容纳2n2个电子(n=1、2……).②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个),次外层容纳的电子数≤18个,倒数第三层容纳的电子数≤32个.例如:当M层不是最外层时,最多排布的电子数为2×32=18个;而当它是最外层时,则最多只能排布8个电子. (4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的,这个规律叫“八隅律”.但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子,等等,均不满足“八隅律”,但这些分子也是稳定的. 2.元素周期律 [原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号,叫做该元素的原子序数. 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数 [元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律] 对于电子层数相同(同周期)的元素,随着原子序数的递增: 第一章物质结构元素周期律单元检测试题 一、单项选择题 (本题包括20小题,每小题只有一个选项符合题意,1-10每个2分,11-20每个3分,共50分) 1.根据元素在周期表中的位置判断,下列元素中原子半径最小的是 A.氧 B.氟 C.碳 D.氮 2.X元素最高氧化物对应的水化物为H3XO4,则它对应的气态氢化物为()A.HX B.H2X C.XH4 D. XH3 3.下列物质中,含有非极性共价键的是 A.N2 B.CO2 C.NaOH D.CH4 4.下列关于3 2 He的说法正确的是 A.3 2He原子核内含有2个中子 B.3 2 He原子核内含有3个质子 C.3 2He原子核外有3个电子 D.3 2 He和4 2 He是两种不同的核素 5.已知同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物对应水化物酸性由强到弱的顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4,则下列判断中正确的是 A.元素非金属性按X、Y、Z的顺序减弱 B.阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序减弱 C.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序增强 D.单质的氧化性按X、Y、Z的顺序增强 6.含硒(Se)的保健品已开始进入市场。已知硒与氧、硫同主族,与溴同周期,则下列关于硒的叙述中,正确的是() A.非金属性比硫强 B.氢化物比HBr稳定 C.原子序数为34 D.最高价氧化物的水化物显碱性 7.元素周期表里金属元素和非金属元素分界线附近能找到 A.新制农药元素 B.制催化剂元素 C.制半导体元素 D.制耐高温合金元素 8.下列说法正确的是 A.形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力 B.HF、HCl、HBr、HI的热稳定性和还原性从左到右依次减弱 C.第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 D.元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果 9.下列说法正确的是 A.第ⅠA族元素的金属性比第ⅡA族元素的金属性强 B.第ⅥA族元素的氢化物中,稳定性最好的其沸点也最高 C.同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 D.第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小物质结构和元素周期律
物质结构元素周期律总结
高考化学物质结构和元素周期律
2020 第1部分 专题5 物质结构与元素周期律.pdf
第一章 原子结构与元素周期律知识点复习
物质结构元素周期律知识点总结
物质结构与元素周期律
原子结构与元素周期律知识点
物质结构与元素周期律专题复习教案
物质结构与元素周期律高考题,20道
原子结构和元素周期律(精)
首 页 基本要求
原子结构和元素周期律
重点难点 讲授学时 内容提要
1
基本要求
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1.1 了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型;电子的波粒二象性、测不准原理;了解了解元素和健康的 关系。 1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念;熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征;熟 悉电子组态与元素周期表的关系,有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 1.3 掌握 n、l、m、s 4 个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系;掌握基态原子电子组态 书写的三条原则,正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。
2
重点难点
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2.1 重点 2.1.1 原子轨道、概率密度的观念;n、l、m、s 4 个量子数;电子组态和价层电子组态。熟悉的意义和 特征;熟悉电子组态与元素周期表的关系,有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 2.1.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图;了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型;了解了解元 素和健康的关系。 2.1.3 电子组态的书写、与元素周期表的关系;元素性质的变化规律。 2.2 难点 2.2.1 电子的波粒二象性、测不准原理;波函数和原子轨道。 2.2.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图。 2.2.3 熟悉电子组态与元素周期表的关系。
3
讲授学时
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建议 4~6 学时
1
内容提要
[TOP]
第一节
第二节
第三节
第四节
第五节
4.1 第一节 氢原子的结构 4.1.1 氢光谱和氢原子的玻尔模型 α 粒子散射实验提供了原子结构的有核模型,但卢瑟福模型没有解决原子核外的空间如何被电子所 占有问题。 量子力学基于两点认识原子结构:一是量子化现象,二是测不准原理。 普朗克提出,热物体吸收或释放能量不连续,称量子化的。 氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。 玻尔假定: 电子沿着固定轨道绕核旋转; 当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。 轨道能量为
E??
4.1.2 电子的波粒二象性
RH , n=1,2,3,4,… n2
波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式 λ=h/mc= h/p 德布罗意的微观粒子波粒二象性关系式
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h h ? p mv
微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来。 微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射中电子穿越 晶体投射到照相底片上, 图像上亮斑强度大的地方电子出现的概率大; 电子出现少的地方亮斑强度就弱。 所以,电子波是概率波,反映电子在空间某区域出现的概率。 4.1.3 测不准原理 海森堡指出,无法同时确定微观粒子的位置和动量,它的位置越准确,动量(或速度)就越不准确; 反之,它的动量越准确,位置就越不准确: △x· △px≥h/4π 式中△x 为坐标上粒子在 x 方向的位置误差,△px 为动量在 x 方向的误差。 测不准原理表明微观粒子不存在确定的运动轨迹,可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其 它全部特征。
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