2018年高考化学备考艺体生系列 专题2-6 物质结构、元

1、了解元素、核素、同位素的定义。

2、了解原子的组成。

3、了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数；核外电子数及其相互关系。

4、了解原子核外电子排布的规律。

5、掌握元素周期律的实质。

6、了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。

7、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。

8、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。

9、以ⅠA族和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。

10、了解化学键的定义。

11、了解离子键与共价键的形成。

高考对本讲内容的考查空间很大，知识面很广，主要考查原子结构中各种微粒关系，结合原子结构图式进行分析判断和简单计算，对1～18号元素原子结构的考查是重点，注意规律和结论的应用。

其次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。

另外高考对化学键的考查主要是围绕电子式正误判断、化学键与物质类别和性质的关系两方面进行、题目基础性强，一般不独立命题。

通常为选择题的一个选项和基础填空。

一、原子的结构
1、原子的构成：。

2、原子结构中常见的微粒关系
（1）原子：。

（2）离子的核外电子数：核外电子数⎩
⎪⎨
⎪⎧
阳离子：质子数－电荷数
阴离子：质子数+电荷数。

注意：
符号b
a
X ＋c
d ＋
e 中各数字的含义：。

二、元素、核素、同位素
1、元素：具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称。

2、核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。

可用符号A
Z X 表示。

3、同位素
（1）概念：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互称为同位素。

（2）特征：①具有相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同。

②天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数一般不变。

注意：
（1）元素、核素、同位素之间的关系：。

（2）有关同位素的四点说明
①“同位”是指这几种核素的质子数(核电荷数)相同，在元素周期表中占据同一个位置。

②因许多元素存在同位素，故原子的种数多于元素的种数。

有多少种核素就有多少种原
子。

但也并非所有元素都有同位素，如Na、F、Al等就没有同位素。

③同位素分为稳定同位素和放射性同位素。

④同位素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。

三、核外电子排布
1、排布方式：多电子原子核外的电子是分层排布的，即
2、排布规律
（1）电子一般总是首先排在能量最低的电子层里，即最先排在第1层，当第1层排满后，再排第2层，依次类推。

（2）每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)。

（3）最外层电子数不超过8个(K层为最外层时，最多不超过2个)，次外层不超过18个，倒数第3层不超过32个。

四、元素周期律
1、定义：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

2、实质：元素原子核外电子排布周期性变化的结果。

3、具体表现
注意：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
①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。

②最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族或0族元素氦。

③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。

④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。

⑤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
①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。

②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ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。

五、元素周期表
1、原子序数：对于一个原子：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数＝质量数－中子数。

2、元素周期表
（1）编排原则：
①把电子层数相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排成一横行，共有7个横行。

②把不同横行中最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序从上到下排成一纵行，共有18纵行。

（2）周期
（3）族
①主族：由短周期元素和长周期元素共同组成的族(第18列除外)。

②副族：仅由长周期元素组成的族(第8、9、10列除外)
③Ⅷ族：包括8、9、10三个纵列。

④0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。

（4）分区
①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚
线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。

②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。

③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。

（5）元素周期表中的特殊位置
①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都
是金属元素。

②镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。

③锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。

④超铀元素：在锕系元素中92号元素轴(U)以后的各种元素。

六、化学键
1、概念：使离子相结合或原子相结合的强烈作用力。

2、化学反应的本质：反应物中的化学键断裂和生成物中的化学键形成。

注意：
并不是所有物质中都存在化学键，稀有气体分子是单原子分子，分子中无化学键。

七、常见的化学键
(一)离子键
1、概念：阴阳离子之间通过静电作用形成的化学键。

2、离子化合物：含有离子键的化合物。

3、离子化合物的形成过程(了解)：NaCl：。

(二)共价键
1、概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。

2、极性共价键和非极性共价键
（1）极性共价键：由不同种元素的原子形成的共价键称为极性共价键，简称极性键。

（2）非极性共价键：由同种元素的原子形成的共价键称为非极性共价键，简称非极性键。

3、共价化合物：只含有共价键的化合物。

4、共价化合物形成过程：HCl：。

注意：
（1）活泼金属和活泼非金属不一定形成离子键，例如AlCl3中Al—Cl键为共价键；另外非金属元素的两个原子之间一定形成共价键，但多个原子间也可形成离子键，如NH4Cl等。

（2）离子化合物和共价化合物的判断方法
①根据化学键的类型判断：
凡含有离子键的化合物，一定是离子化合物；只含有共价键的化合物，一定是共价化合物。

②根据化合物的类型来判断：
大多数碱性氧化物、强碱和盐都属于离子化合物；非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸和大多数有机物都属于共价化合物。

③根据化合物的性质来判断：
通常熔点、沸点较低的化合物是共价化合物；溶于水后不能发生电离的化合物是共价化合物；熔化状态下能导电的化合物是离子化合物，不导电的化合物是共价化合物。

八、分子间作用力和氢键
1、分子间作用力
（1）定义：分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。

（2）特点：①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点等物理性质；
②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非
金属单质子之间。

（3）变化规律：一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高。

例如，熔、沸点：I 2＞Br 2＞Cl 2＞F 2。

2、氢键
（1）定义：分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用。

（2）形成条件：非金属性强、原子半径小的F 、O 、N 原子与H 原子之间。

有的物质分子内也存在氢键。

（3）存在：氢键存在广泛，如蛋白质分子、H 2O 、NH 3、HF 等分子之间。

分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。

注意：
氢键不是化学键，是介于分子间作用力和化学键之间的一种特殊作用力。

考点1 原子结构相关的四“量”比较
【例1】中国科学技术名词审定委员会确定第116号元素Lv 的名称为鉝。

关于Lv 293
116的叙述错
误的是
A ．原子序数116
B ．中子数177
C ．核外电子数116
D ．相对原子质量293 【答案】D
【考点定位】考查元素符号各个角标的含义及相互关系的知识。

【名师点晴】除氕原子只有一个质子、一个电子外，一般的原子都是由质子、中子、电子三种微粒构成，原子核内质子数等于原子序数，质子数写在元素符号左下角，质子与中子数的和为质量数，写在元素符号的右上角，原子核内质子数等于原子核外电子数。

除此之外，还有数字表示在元素符号周围，在元素符号右上角表示的是该原子的电荷数，在元素符号右下角的数字表示一个分子或离子中含有的该元素原子的个数，在元素符号正上方的数字表示的是元素的化合价的数值。

正确认识元素符号周围各个数值的含义是了解微粒的性质和结构的关键。

【小结】
（1）同种元素可以有若干种不同的核素，也可以只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子。

（2）同种元素是质子数相同的所有核素的总称，同位素是同一元素不同核素之间的互称。

（3）元素周期表中给出的相对原子质量是元素的相对原子质量，而不是该元素的某种核素的相对原子质量。

考点2常用特征电子层结构与常见等电子微粒
【例2】【2015新课标Ⅱ卷】原子序数依次增大的元素a、b、c、d，它们的最外层电子数分别为1、6、7、1。

a－的电子层结构与氦相同，b和c的次外层有8个电子，c－和d+的电子层结
构相同。

下列叙述错误
．．的是
A．元素的非金属性次序为c＞b＞a
B．a和其他3种元素均能形成共价化合物
C．d和其他3种元素均能形成离子化合物
D．元素a 、b、c各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6
【答案】B
【考点定位】本题主要是考查元素推断、元素周期律的应用，涉及非金属性强弱比较、共价化合物和离子化合物判断以及化合价等
【名师点晴】高考要求学生熟练掌握同一周期、同一主族的原子结构和元素性质的递变规律，了解元素原子结构、元素在周期表中的位置、性质及其它们之间的关系。

高考命题中常将将元素周期表、元素周期律、与元素性质结合进行考查，有时还会结合相应物质的性质和制备进行考查，该种题型是高考经典和必考题型。

通过元素周期表考查元素性质（主要包含元素
主要化合价、元素金属性非金属性、原子或离子半径等），充分体现了化学周期表中位置反映结构、结构决定性质这一基本原理，更突显了化学学科规律的特色，题目难度不大。

解答此类题目时通常以原子结构特点为依据进行推断，如无中子的原子是H，短周期电子层数与最外层电子数相等的原子是H、Be、Al，外层电子数是内层电子数2倍的元素是C等。

另外还要掌握以下几个要点：①熟记元素符号，直接导出；②掌握几种关系，列式导出；③利用排布规律，逐层导出；④弄清带电原因，分析导出；⑤抓住元素特征，综合导出；⑥根据量的关系，计算导出。

考点3 元素金属性和非金属性的比较方法
【例3】【2015北京卷】下列有关性质的比较，不能
．．用元素周期律解释的是（）
A．酸性：H2SO4>H3PO4 B．非金属性：Cl>Br
C．碱性：NaOH>Mg(OH)2 D．热稳定性：Na2CO3>NaHCO3
【答案】D
【考点定位】考查元素周期律的内容和应用
【名师点晴】元素周期律是中学化学的基本规律之一，元素或物质的很多性质都能体现元素周期律的实质，如元素的金属性、非金属性，最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性强弱，金属单质与水或酸反应难易、非金属单质与氢气反应难易等。

但碳酸盐或碳酸氢盐的热稳定性与元素周期律无关。

【小结】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：①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。

②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。

考点4 微粒半径大小比较的常用规律
【例4】【2015海南卷】下列离子中半径最大的是（）
A．Na＋B．Mg2＋C．O2－D． F－
【答案】C
【解析】Na＋、Mg2＋、O2－和F－离子核外电子排布都是2、8的电子层结构。

对于电子层结构相
同的离子来说，核电荷数越大，离子半径就越小，所以离子半径最大的是O2-，选C。

【考点定位】本题考查微粒半径大小比较。

【名师点睛】微粒半径大小比较是物质结构元素周期律考查的常见题型。

解答此类题目要注
意熟练记忆相关原则：同主族元素由上到下原子半径逐渐增大，同周期元素由左向右原子半
径逐渐减小；对于电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，离子半径越小。

侧重基础知识考
查，题目难度不大。

【小结】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。

考点5 “位—构—性”的综合判断与应用
【例5】【2015山东卷】短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。

已知
YW的原子充数之和是Z的3倍，下列说法正确的是（）
B．气态氢化物的稳定性：X>Z
C．Z、W均可与Mg形成离子化合物
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W
C
【答案】
【考点定位】本题通过元素的推断以及元素、物质性质的比较和推测，考查了原子结构、元素周期律及和元素周期表、原子半径大小的比较、离子化合物的判断，以及考生对这些基础知识和规律的应用。

【名师点睛】掌握和理解元素周期表的结构、元素周期律的内容及应用是解答本题的关键，首先根据原子序数的关系和各元素在周期表中的位置推出各元素，然后根据元素周期律推出原子半径的大小关系、气体氢化物的稳定性和最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，同时结
合离子化合物的含义判断物质的种类，体现了化学理论与元素化合物的联系以及在实践中的
应用。

【小结】“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。

考点6 化学键与物质类别
【例6】下列关于化学键的说法中，不正确的是 ( )
A．化学键是一种作用力
B．化学键可以使离子相结合，也可以使原子相结合
C．化学反应过程中，反应物分子内的化学键断裂，产物分子中的化学键形成
D．非极性键不是化学键
【答案】D
【考点定位】考查化学键的作用种类的知识。

【名师点晴】元素的种类只要100多种，尽管有些元素存在同位素现象，但原子的种类也不会很多，但组成世界的物质种类有几百万种，说明原子之间存在作用力，我们就把相邻的两个或多个原子之间的强烈的相互作用叫化学键。

化学键的类型有离子键、共价键、金属键，共价键又根据共用电子对是否发生偏转分为极性共价键和非极性共价键。

离子键存在于离子化合物中；共价键可能存在于非金属单质(惰性气体元素除外)、离子化合物、共价化合物中，金属键存在于金属单质及合金中。

氢键属于分子间作用力，不是化学键。

化学键是原子结合形成物质分子或直接形成物质的强烈的相互作用力。

了解化学键可以更好的认识物质的结构。

【小结】分析物质变化与化学键关系的思维模型：
考点7 电子式
【例7】下列化学用语正确的是
A ．硫的原子结构示意图：
B ．NH 4Br 的电子式：
C ．Be 2+离子中的质子数和电子数之比为2:1
D ．中子数为146、原子序数为92的铀(U)原子：
【答案】C
考点：考查化学用语的知识。

【小结】书写化合物的电子式时，应注意原子间的连接顺序，确定原子间连接顺序的方法是先标出各原子的化合价，然后根据异性微粒相邻，同性微粒相间的原则确定，如HClO 中各元
素的化合价为H ＋1Cl ＋1O －2
，其结构式为H —O —Cl ，电子式为。

1．下表是元素周期表的一部分，X、Y、Z均为短周期元素，X、Y的质子数之和为23，下列说
法正确的是（双选）Array
A．W的原子序数比Z的大19
B．Y的最高价氧化物溶于水，与水反应得到酸
C．W的单质能与Z的一种氧化物的水溶液反应生成两种强酸
D．Z的单质在一定条件下可与铁粉反应生成+3价铁的化合物
【答案】AC
【解析】
试题分析：该表是元素周期表的一部分．X、Y、Z均为短周期元素，由位置关系可知，X处于第二周期，Y、Z处于第三周期，W处于第四周期．令X的原子序数为a，则Y的原子序数为
a+8-1=a+7，Z的原子序数为a+9，W的原子序数为a+28．X、Z的质子数之和为23，所以a+a+9=23，所以a=7，则X为氮元素；Y的原子序数为14，Y为硅元素；Z的原子序数为16，Z为硫元素；W的原子序数为35，W为溴元素。

A．Z处于第三周期，Z为硫元素，Z的原子序数为16，W处于第四周期，为溴元素，原子序数为35，二者原子序数之差为19，正确；B．Y为硅元素，最高价氧化物为二氧化硅，不溶于水，不与水反应。

B错误； C．W为溴元素、Z为硫元素，溴单质与二氧化硫在水中发生反应生成氢溴酸与硫酸，故C正确；D、Z为硫元素，硫的氧化性较弱，与铁反应生成硫化亚铁，故D错误。

故正确选项是AC。

【考点定位】考查本题考查了元素周期表、元素周期律的应用的知识。

【名师点晴】元素周期表、元素周期律是学习化学的工具。

元素周期律是反映元素之间关系的规律，是元素周期表排布的依据，元素周期表是元素周期律的表现形式。

掌握元素周期表的结构，知道各个周期包含的元素种类数目及元素的原子序数关系。

若元素A、B处于同一主族相邻周期，A在上一周期，B在下一周期，A所在周期包含m种元素，B所在周期包含n种元素，若二者位于元素周期表左边第IA、IIA，A元素的原子序数是a，则B元素的原子序数是a+m；若A、B元素处于元素周期表左边第IIIA—0族，A元素的原子序数是a，B元素的原子序数是a+n。

然后利用同一周期相邻元素原子序数相差1，结合题意就可以推出相应元素的原子序数及对性质正误进行判断。

正误元素周期表的结构及各个周期包含元素种类数目是本题的关键。

2．查阅元素周期表，从每个方格中不能得到的信息是 ( )
A．相对原子质量 B．元素名称 C．原子序数 D．同位素种类
【答案】D
考点：考查元素周期表的应用的知识。

3．根据元素周期表和元素周期律分析下面的判断，其中错误的是 ( )
A．铍(Be)的原子失电子能力比镁弱 B．砹(At)的氢化物不稳定
C．硒(Se)化氢比硫化氢稳定 D．氢氧化锶比氢氧化钙碱性强
【答案】C
【解析】
试题分析：A．铍(Be)和镁是同一主族的元素，由于从上到下元素的原子半径逐渐增大，元素的原子失去电子的能力逐渐增强，获得电子的能力逐渐减弱，原子半径Mg>Be，所以Be的原子失电子能力比镁弱，正确；B．砹(At)是第六周期第VIIA的元素，由于从上到下元素的非金属性逐渐减弱，已收到氢化物的稳定性逐渐减小，IH不稳定，容易分解，HAt的稳定性比HI还小，因此砹的氢化物不稳定，正确；C．硒与硫是同一主族的元素，由于从上到下元素的非金属性逐渐减小，因此元素的氢化物的稳定性逐渐减弱，所以(Se)化氢比硫化氢稳定性差，错误；D．锶和钙是同一主族的元素，由于原子半径Sr>Ca，所以元素的金属性Sr>Ca，则氢氧化锶比氢氧化钙碱性强，正确。

【考点定位】考查同一主族的元素的性质变化规律的知识。

【名师点晴】元素周期律反映元素之间关系的规律，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

比较元素金属性、非金属性强弱常用方法是：同一主族的元素从上到下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，同一周期的元素，随原子序数的增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐逐渐增强(惰性气体元素除外)。

元素的金属性越强，原子失去电子越容易，相应的最高价氢氧化物的碱性越强，单质的还原性越强；元素的非金属性越强，原子越容易获得电子，相应的最高价氧化物对应的水合物的酸性越强，单质的氧化性越强，氢化物的稳定性越强。

4．W、X、Y、Z是短周期元素，其部分性质如下表：
下列说法正确的是(
A．气态氢化物的热稳定性：X>W
B．非金属性：Y < W；离子半径：Z > W
C．W在空气中燃烧所得产物，可用于杀菌消毒
D．金属Z与少量NaOH溶液反应，生成两性氢氧化物
【答案】C
【考点定位】考查元素周期表、元素周期律的应用的知识。

【名师点睛】元素周期表是学习化学的工具，元素周期表是根据元素周期律排布的，它体现了元素的原子结构与元素的性质及位置的关系，元素原子的最外层电子数等于元素所在周期表的族序数；等于元素的最高正化合价，元素最高正化合价与最低负化合价绝对值的和等于8，原子核外电子层数等于元素所在的周期数。

同一周期的元素原子序数越大原子半径越小，同一主族的元素，原子核外电子层数越多，原子半径越大。

对于电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，微粒的半径越小；对于电子层结构不同的微粒，微粒的电子层数越多，微粒的半径越大。

金属元素的原子失去最外层电子变为上一周期的惰性气体的原子结构；非金属元素形成的他同一周期的惰性气体的原子结构。

元素的金属性越强，原子越容易失去电子，其与酸或水发生反应置换氢越容易，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，原子越容易获得电子，其与氢化合越容易，相应的氢化物的稳定性就越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。

5．短周期元素T、Q、R、W在元素周期表中的位置如右图所示，其中T所处的周期序数与主族族序数相等。

它们的最高价氧化物水化物依次为甲、乙、丙、丁。

下列叙述不正确的是
A．甲、乙、丙、丁受热均易分解
B．常温下丁的浓溶液可用T单质所制的容器来盛装
C．丁的浓溶液与Q的单质加热发生反应，可生成体积比为1:2的两种气体
D．R的氧化物在空气中与其它物质作用可形成光化学烟雾
【答案】A
【考点定位】本题主要是考查元素周期表的结构、元素推断，常见物质的性质与应用等
【名师点晴】高考要求学生熟练掌握同一周期、同一主族的原子结构和元素性质的递变规律，了解元素原子结构、元素在周期表中的位置、性质及其它们之间的关系。

推断元素是这类试题的关键。

“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。

推断元素在周期表位置的常用方法
（1）根据核外电子排布规律
①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。

②最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族元素或0族元素氦。

③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。

④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周期。

⑤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。