2021年湖南高考化学复习课件：专题5 物质结构 元素周期律

H
4
,结合Al3+、N
H
4
消耗NaOH溶液的体积可推知Q应该为NH4Al
(SO4)2。H2O在常温下为液体,NH3在常温下为气体,故简单氢化物的沸点:H
2O>NH3,A项正确;S2-有3个电子层,O2-、Al3+均有2个电子层,电子层结构相
同时核电荷数越大,离子半径越小,故三种离子的半径:S2->O2->Al3+,B项正
三个周期,则R为H;Y和M同主族,火山喷口附近或地壳的岩层中存在游离
态的M,则M为S、Y为O;X元素的最高价氧化物对应的水化物与其气态氢
化物相遇会有白烟生成,则X为N;根据图像可知,生成的沉淀为Al(OH)3,则Z
为Al。滴加NaOH溶液,沉淀量不变时说明N
H
4
与OH-反应,则Q中一定含有
Al3+和N
A.简单阴离子的还原性:Y>W B.简单离子半径:Z<Y C.简单气态氢化物的热稳定性:Y>X D.W、Y、Z形成的化合物含有共价键
解题导引 以物质的特征性质为突破口,淡黄色粉末d为Na2O2,结合框图推 测物质,m应该为O2。根据元素金属性与非金属性强弱比较规律、微粒半 径比较规律进行判断。
解析 由d是淡黄色粉末,推测d为Na2O2;m为元素Y的单质,是无色、无味 的气体,m应该为O2,则应Y是O。推测b、c为CO2或H2O,a应为含碳、氢的 物质,则e、f应是Na2CO3或NaOH。结合原子序数递增可知,W为H,X为C,Y 为O,Z为Na。A项,还原性O2-<H-,故A错误。B项,具有相同电子层结构的简 单离子,原子序数越大,离子半径越小,故B正确。C项,元素的非金属性越 强,其对应的简单气态氢化物越稳定,则简单气态氢化物的热稳定性Y>X, 故C正确。D项,NaOH中含有离子键、共价键,故D正确。 答案 A
离子的氧化性、还原 性
阳离子氧化性逐渐增 强 阴离子还原性逐渐减 弱
阳离子氧化性逐渐减 弱 阴离子还原性逐渐增 强
气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应的 水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强
碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
知能拓展
对比观 元素的性质对比
元素的非金属性与金属性、原子或离子半径大小、元素主要化合价 等具有周期性的变化规律,运用元素周期表和元素周期律,对比分析元素的 性质,注意物质性质的相似性、递变性和特殊性。 1.比较元素金属性强弱的方法 (1)金属与水(或非氧化性酸)的反应越容易,其对应元素的金属性越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则对应金属元素的金属性越强。 (3)在金属活动性顺序中,金属的位置越靠前,其金属性越强。 (4)同一周期,金属元素越靠前,其金属性越强;同一主族,金属元素越靠下,其 金属性越强。
A.简单氢化物的沸点:Y>X
B.简单离子的半径:M>Y>Z C.R与除Z以外的其他3种元素均能形成共价化合物 D.Y与其他4种元素均可形成至少两种二元化合物 解题导引 Al(OH)3溶于NaOH溶液;NH4Al(SO4)2属于复盐。
解析 短周期主族元素R、X、Y、Z、M的原子序数依次增大,它们占据
g.元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物能发生化合反应的元 素:N;能发生氧化还原反应的短周期元素:S。 h.元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素:Li、Na、F。
例2(2019湖南四校摸底,7)短周期主族元素R、X、Y、Z、M的原子序数依 次增大,它们位于三个周期。Y和M同主族,火山喷口附近或地壳的岩层中 存在游离态的M,X元素的最高价氧化物对应的水化物与其气态氢化物相 遇会有白烟生成。这五种元素组成一种离子化合物Q,取一定量Q溶于蒸 馏水得到溶液,向此溶液中滴加稀氢氧化钠溶液,产生沉淀的物质的量与氢 氧化钠溶液体积的关系如图所示。下列说法不正确的是 ( )
(3)对角线规则
对角线元素(右图中的A与D)存在着相似性,如Li与Mg、Be与Al等,但只适
用于第二、三周期。这是由A、D的原子半径相近引起的。
二、元素周期律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原子 结构
核电荷数 电子层数
逐渐增大 相同
逐渐增大 逐渐增多
原子半径
逐渐减小(稀有气体元 逐渐增大 素除外)
特征观 元素的推断
将元素化合物的性质与元素周期表、元素周期律结合起来,要求对物 质的特征性质熟练掌握,综合分析。 1.基本思路 (1)已知元素原子或离子的核外电子排布 核外电子排布 电子层数、最外层电子数 周期序数、族序数 单质及化合物的性质 (2)已知元素单质或化合物的性质(特性) 元素单质或化合物的特性 元素名称或符号 原子结构 在元 素周期表中位置 2.常见“题眼”(突破口) (1)微粒的电子层结构特征
离子 半径
①同种元素的微粒半径:阴离子大于原子,原子大 于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子。如:r(Cl -)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+) ②电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越 小。如:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) ③带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大。 如:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+),r(O2-)<r(S2-) <r(Se2-)<r(Te2-) ④核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种 离子作为参照进行比较。如比较r(K+)与r(Mg2+) 可选r(Na+)为参照:r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)
稀有气体元素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,与下一周期的主族金属元素形成的阳离子的电子层结构 相同:①与He原子电子层结构相同的离子有H-、Li+、Be2+;②与Ne原子电 子层结构相同的离子有F-、O2-、Na+、Mg2+、Al3+等;③与Ar原子电子层结 构相同的离子有Cl-、S2-、K+、Ca2+等。 (2)周期表中特殊位置和具有特殊性质的短周期主族元素 a.族序数等于周期数的元素:H、Be、Al。 b.族序数等于周期数2倍的元素:C、S。 c.族序数等于周期数3倍的元素:O。 d.周期数是族序数2倍的元素:Li。 e.周期数是族序数3倍的元素:Na。 f.最高正价与最低负价代数和为零的元素:C、Si。
g.最高正价是最低负价绝对值3倍的元素:S。 h.除H外,原子半径最小的元素:F。 (3)常见元素及其化合物的特性 a.形成化合物种类最多的元素:C。自然界中天然存在的硬度最大的物质: 金刚石。碳的气态氢化物中氢的质量分数最高的物质:CH4。 b.空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:N。 c.地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况 下呈液态的元素:O。 d.形成最轻的单质的元素:H。形成最轻的金属单质的元素:Li。 e.单质在常温下呈液态的非金属元素:Br;金属元素:Hg。 f.最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应,又能与强碱反应的元素:Be、 Al。
考点清单
考点一 原子结构与化学键
1.原子的构成及各微粒之间的数量关系 (1)原子的构成
原子核
质子(Z个):决定① 元素的 种类 中子(A-Z个):决定② 同位素的 种类
原子
(ZA
X)
核外电子(Z个):最外层电子数决定③ 化学性质
元素的
Hale Waihona Puke (2)各微粒间的数量关系A Z
X表示质量数为A、质子数为Z的一个原子。
族 (18个
主族:由长周期和短周期元素共同构成, 副共族⑧: 7完个 全主由族长周期元素构成,共⑨ 7个 副族
纵行)
第Ⅷ族:第⑩ 8、9、10三 个纵行 0族:第⑪1 8纵 行
2.元素原子最外层电子数与族的关系
(1)最外层电子数为1~2的元素:ⅠA族、ⅡA族、副族、0族(He)。 (2)最外层电子数在3~7之间的元素一定是主族元素。 (3)最外层电子数为8的元素:0族(He除外)。 3.元素周期表的构成规律 (1)同构规律 稀有气体原子与同周期非金属元素的阴离子、下周期金属元素的阳离子 具有相同的电子层结构。 (2)同主族、邻周期元素的原子序数差规律 a.ⅠA族元素随电子层数的增加,原子序数依次相差2、8、8、18、18、32; b.ⅡA族、0族元素随电子层数的增加,原子序数依次相差8、8、18、18、 32; c.ⅢA~ⅦA族元素随电子层数的增加,原子序数依次相差8、18、18、32。
4.“三看”法快速判断简单微粒半径大小 一看电子层数:最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。 二看核电荷数:当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。 三看核外电子数:当核电荷数相同时,核外电子数越多,半径越大。
例1(2019湖南长郡中学月考六,4)短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依 次递增,a、b、c、d、e、f是由这些元素组成的化合物,d是淡黄色粉末,m 为元素Y的单质,通常为无色、无味的气体。上述物质间的转化关系如图 所示。下列说法错误的是 ( )
(5)非金属之间的置换反应,若A元素的单质能置换出B元素的单质,则A元 素的非金属性强于B元素。 3.微粒半径大小的比较规律
原子 半径
①同一周期,随着原子序数递增,原子半径逐渐减 小(稀有气体元素除外)。如: r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) ②同一主族,随着电子层数递增,原子半径逐渐增 大。如: r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) ③不同周期和主族,选参照进行比较。如Rb和Ca 比较,因r(K)>r(Ca),r(Rb)>r(K),所以r(Rb)>r(Ca)
(5)金属与盐溶液的置换反应,若A元素的单质能置换出B元素的单质,则A 元素的金属性强于B元素。 (6)一般金属阳离子的氧化性越强,则对应金属元素的金属性越弱。(注:氧 化性Fe3+>Cu2+>Fe2+,金属性Fe>Cu) (7)电化学原理:不同金属形成原电池时,通常作负极的金属的金属性强;通 常在电解池中的阴极上先析出的金属的金属性弱。 2.比较元素非金属性强弱的方法 (1)非金属单质与H2越易化合,则其对应元素的非金属性越强。 (2)形成的氢化物越稳定,则其对应元素的非金属性越强。 (3)最高价氧化物对应水化物的酸性越强,其对应元素的非金属性越强。 (4)同一周期(稀有气体元素除外),非金属元素越靠右,其非金属性越强;同 一主族,非金属元素越靠上,其非金属性越强。
考点二 元素周期表与元素周期律
一、元素周期表 1.元素周期表的结构
第一周期:① 2种 元素
短周期 第二周期:② 8种 元素
周期
(7个
第三周期:③ 8种 元素 第四周期:④1 8种 元素
横行)
长周期
第五周期:⑤1 8种 元素 第六周期:⑥ 32种 元素 第七周期:⑦ 32种 元素
确;H与N、O、S可分别形成共价化合物NH3、H2O、H2S,C项正确;O与H
可形成H2O、H2O2,O与N可形成NO、NO2、N2O4等,O与S可形成SO2、SO3,
但O与Al只能形成Al2O3,D项错误。 答案 D
实践探究
元素的位、构、性关系是中学化学之灵魂,原子结构决定了元素的位置 和性质,元素在周期表中的位置体现了元素的性质,揭示规律,阐明方法, 准确把握三者之间的关系,是我们灵活解决与元素相关的实际问题的钥 匙。
离子半径
阳离子逐渐减小,阴离 逐渐增大 子逐渐减小,r(阴离子)> r(阳离子)
性质
化合价
最高正化合价由+1→+ 最高正化合价=主族序 7(O、F除外),最低负化 数(O、F除外) 合价=-(8-主族序数)
元素的金属性和非金 属性
金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 (稀有气体元素除外)
金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱
a.核电荷数=核内质子数=原子核外电子数; b.质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N); c.离子所带电荷数=|质子数-核外电子总数|。 2.原子核外电子排布
3.元素、核素、同位素的概念及相互关系
4.化学键与分子间作用力
说明 (1)离子化合物中一定含有离子键,离子键只能存在于离子化合物中。 (2)共价键可存在于离子化合物、共价化合物和单质中。 (3)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物,如NaCl;熔融状态下不能导 电的化合物是共价化合物,如HCl。