高2020届高2017级浙江省学考选考高中化学复习资料学考标准解析专题09 -16

2020版 浙江省学考选考复习资料 化学(学考标准＋条目解析)1、元素周期律元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

2、内容(1)随元素核电荷数(原子序数)的递增,元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化:除1、2号元素外,主族和0族元素原子最外电子层上的电子数重复出现从1~8的周期性变化。

(2)随元素核电荷数(原子序数)的递增,主族元素原子的原子半径呈现由大到小的周期性变化。

(3)随元素核电荷数(原子序数)的递增,除第一周期元素外,主族元素的最高化合价重复出现从＋1~＋7(O 、F 除外)、最低化合价从－4~－1的变化。

(4)随元素核电荷数(原子序数)的递增,元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。

元素金属性强弱的判断依据:①单质越容易从水或酸溶液中置换出氢,元素的金属性越强。

②该元素最高价氧化物对应水化物的碱性越强,元素的金属性越强。

③盐溶液中,元素金属性强的单质可以置换元素金属性弱的单质。

元素非金属性强弱的判断依据:①单质越容易与氢气反应生成气态氢化物,元素的非金属性越强。

②气态氢化物越稳定,元素的非金属性越强。

③该元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强,元素的非金属性越强。

④盐溶液中,元素的非金属性强的单质可置换元素非金属性弱的单质。

3、元素周期律的实质元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。

典例1不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱依据的是( ) A 、氧化性:Cl 2＞S B 、单质沸点:S ＞Cl 2C 、氢化物稳定性:HCl ＞H 2SD 、酸性:HClO 4＞H 2SO 4解析:非金属单质的氧化性、氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱都可以判断元素非金属性的强弱,而沸点等物理性质不能作为判断元素非金属性强弱的依据。

故选B 。

二、元素周期表1、元素周期表的编排依据 元素周期律。

(1)周期:具有相同电子层数而又按原子序数递增顺序排列的横行叫周期。

周期短周期 第 周期 种元素第 周期 种元素第 周期 种元素长周期第 周期 种元素第 周期 种元素第 周期 种元素第 周期 不完全周期(2)族:元素周期表中每一纵行叫族(第Ⅷ族例外)。

①主族:7个,由短周期和长周期元素共同构成的族,符号为A 。

即ⅠA~ⅦA,分别在第1、2、13、14、15、16、17列。

②副族:7个,完全由长周期元素构成的族,符号为B 。

即ⅢB 、ⅣB 、ⅤB 、ⅥB 、ⅦB 、ⅠB 、ⅡB,分别在第3、4、5、6、7、11、12列。

③第Ⅷ族:元素周期表中第8、9、10列。

④0族:元素周期表第18列。

注意①7个副族与第Ⅷ族共10列元素统称为过渡元素(全是金属元素);镧系元素位于第6周期第ⅢB 族、锕系元素位于第7周期第ⅢB 族。

②周期序数＝电子层数;主族序数＝最外层电子数;主族元素的最高正价(O 、F 除外)＝主族序数(O 、F 除外);最低负价＝主族序数－8(H 除外)(1)同主族元素从上到下原子半径逐渐增大、电子层数逐渐增多;同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小,最外层电子数逐渐增多。

(2)同主族元素从上到下金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱;同周期主族元素从左到右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。

注意①对于同周期(稀有气体元素除外)或同主族元素,原子半径越大,越易失电子,金属性越强;原子半径越小,越易得电子,非金属性越强。

②得失电子能力与得失电子多少没有关系,与难易相关。

典例2短周期的四种元素在周期表中的相对位置如图所示,若四种元素的核电荷数之和为52,则与四种元素推断相关的描述正确的是( )A 、A 的单质可用于制作光导纤维B 、B 的最高价氧化物对应水化物酸性比碳酸的弱C 、C 只有一种价态的氧化物D 、D 的一种单质是空气中含量最多的气体解析:若B 的原子序数为x ,则A 的原子序数为x －1、C 的原子序数为x ＋1、D 的原子序数为x －8。

x ＋(x －1)＋(x ＋1)＋(x －8)＝52,x ＝15。

则A 为硅,B 为磷,C 为硫,D 为氮。

晶体硅是一种优良的半导体材料,二氧化硅用于制作光导纤维,A 项错误;磷的最高价氧化物的水化物磷酸是一种中强酸,磷酸的酸性比碳酸的强,B 项错误;硫的常见氧化物有SO 2、SO 3,C 项错误;空气中含量最多的气体单质是N 2。

故选D 。

1、1869年,俄国化学家门捷列夫提出了初步的元素周期律,并根据元素的原子量(相对原子质量)排列出第一张元素周期表。

2、根据元素在周期表中的位置,推测元素的原子结构,预测其主要性质。

3、指导新元素的发现和合成,预测新元素的性质等。

4、指导工农业生产,元素周期表中位置相近的元素性质相似,启发人们借助周期表研究寻找有特定性质的新物质,提供方向性指示。

(1)在金属与非金属的分界线附近寻找半导体材料。

(2)在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

典例3元素周期表可以指导人们进行规律性的推测和判断。

下列说法正确的是( )A、若a X2＋和b Y－的核外电子层结构相同,则原子序数:a＝b－3B、由水溶液的酸性:HCl＞HF,可推断出元素的非金属性:Cl＞FC、锗与硅都位于金属与非金属的交界处,但锗不能作半导体材料D、S和Se分别位于第ⅥA族的第3、4周期,则氢化物稳定性:H2S＞H2Se解析:a X2＋和b Y－的核外电子层结构相同,则原子序数:a＝b＋3,A项错误;不能依据氢化物的水溶液的酸性强弱判断元素非金属性的强弱,B项错误;锗与硅都位于金属与非金属的交界处,锗与硅都能作半导体材料,C项错误;S和Se分别位于第ⅥA族的第3、4周期,S的非金属性比Se的强,则氢化物稳定性:H2S＞H2Se,D项正确。

第十讲微粒间的相互作用力与物质的多样性一、微粒之间的相互作用注意共价化合物中一定不含离子键;稀有气体单质不含化学键,如氩气、氦气等;铵盐由于NH4＋与酸根之间形成离子键,属于离子化合物。

典例1下列有关化学键的叙述中正确的是( ) A 、离子化合物中只含有离子键 B 、单质分子均不存在化学键C 、共价化合物中的化学键全部是共价键D 、含有共价键的化合物一定是共价化合物解析:离子化合物中一定含有离子键,但也可能含有共价键,A 项错误;只有单原子的单质分子中不含化学键,B 项错误;NaOH 等离子化合物中含有共价键,D 项错误。

答:C(1)在元素符号周围用“·”或“×”表示原子或离子的最外层电子排布的式子称为电子式。

(2)电子式的书写。

①原子的电子式:如氯原子电子式为· ······。

②离子的电子式:阳离子 简单阳离子 离子符号即为电子式 如＋复杂阳离子 如 ＋ · ·· ··＋阴离子 简单阴离子· ······ －、 · ···· · －复杂阴离子 · ···· · －注意阴离子和复杂阳离子要加方括号,并注明所带电荷。

③离子化合物的电子式:阴、阳离子的电子式结合即为离子化合物的电子式。

AB 型:如NaCl Na ＋·······]－A 2B 型:如Na 2O Na ＋· ···· ·]2－Na ＋AB 2型:如MgCl 2·······]－Mg 2＋ ·······]－ A 2B 2型:如Na 2O 2 Na ＋········ ······]2－Na ＋④共价化合物及非金属单质的电子式的书写。

每个原子最外层均达到稳定结构,如H 最外层达2电子时为稳定结构,其他原子一般最外层达8电子时为稳定结构。

不加[ ]和不标正、负电荷数。

原子最外层电子数和稳定结构差几个电子,就提供几个电子,并在此原子周围形成几对共用电子对。

例如N 2,N 原子最外层有5个电子,差3个电子达稳定结构,故N 与N 之间共用3对电子,即形成氮氮叁键。

不能漏掉未参与成键的电子对(孤电子对)。

如NH 3的电子式为H········H 而非H·· ····H 。

(3)常见的10电子微粒和18电子微粒10电子微粒:18电子微粒:(1)结构式:用一条短线表示原子间形成的一对共用电子对,如H 2和CO 2分别用H —H 、O C O 表示结构式。

(2)共价分子的空间结构,可以用球棍模型和比例模型表示。

下表是几种物质的电子式、结构式、球棍模型、比例模型··H比例模型碳元素位于周期表的第2周期第ⅣA 族,碳原子最外层有4个电子,在化学反应中,通常与其他原子通过共价键结合。

(1)一个碳原子就可以形成4个共用电子对。

(2)碳原子间可以形成碳碳单键(C —C)、碳碳双键(C ＝C)和碳碳叁键(C≡C )。

(3)碳原子间可以通过共价键彼此形成碳链,也可以形成碳环。

典例2下列物质与相应的化学用语、模型或符号正确的是( )A 、CO 2的电子式 ·· ······ ········ B 、N 2的结构式:N —N C 、H 2O 的球棍模型:D 、CH 4的比例模型:解析:CO 2分子中碳原子和氧原子间共用两对电子,电子式为·· ·········· ····,A 项错误。

N 2分子中氮原子间共用三对电子形成氮氮叁键,N 2的结构式为N≡N ,B 项错误。

O 原子比H 原子小,H 2O 的球棍模型为,C 项错误。

答:D二、从微观结构看物质的多样性 (1)同素异形现象:同一种元素形成几种不同单质的现象。