元素周期律知识点总结及练习
(完整word版)高中化学必修二第一章知识点和习题(含答案),推荐文档

第一章物质结构元素周期律一、原子结构质子(Z个)原子核注意:中子(N个)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)1.原子)原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子(Z个)★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 Ca2.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 Q3.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)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。
【化学】《元素周期律》知识点总结

【化学】《元素周期律》知识点总结元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小,阴离子逐渐减小r(阴离子)>r(阳离子)逐渐增大化合价最高正化合价由+1→+7(O、F除外),负化合价=-(8-主族序数)相同最高正化合价=主族序数(O、F除外)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金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱离子的氧化性、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重难突破一、元素金属性、非金属性比较1.元素金属性强弱的判断(1)比较元素的金属性强弱,其实质是看元素原子失去电子的难易程度,越容易失去电子,金属性越强。
(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易,金属性越强;最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强。
2.元素非金属性强弱的判断(1)比较元素的非金属性强弱,其实质是看元素原子得到电子的难易程度,越容易得到电子,非金属性越强。
(2)单质越容易与氢气化合,生成的氢化物越稳定,非金属性越强;最高价氧化物对应水化物的酸性越强,说明其非金属性越强。
典例2X、Y为同周期元素,如果X的原子半径大于Y,则下列判断不正确的是()A.若X、Y均为金属元素,则X的金属性强于YB.若X、Y均为金属元素,则X的阳离子氧化性比Y的阳离子强C.若X、Y均为非金属元素,则Y的非金属性比X强D.若X、Y均为非金属元素,则最高价含氧酸的酸性Y强于X【答案】B典例1已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素,最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4>H2YO4>H3ZO4,则下列判断正确的是()A.气态氢化物的稳定性:HX>H2Y>ZH3B.非金属活泼性:Y<X<ZC.原子半径:X>Y>ZD.原子最外层电子数:X<Y<Z【答案】A二、微粒半径大小的比较1. 同周期元素的微粒同周期元素的原子(稀有气体除外),从左到右原子半径或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小。
第二节元素周期律知识总结及练习doc

第二节元素周期表元素周期律知识梳理:归纳:元素周期律就是:元素的性质(、、等)随原子序数呈变化的规律。
元素性质呈周期性变化的规律是周期性变化的必然结果。
二、元素周期表1、概念:把元素按从大到小的顺序排成一系列纵行与横行从而反映元素性质周期性变化的表格。
2、排列原则:将相同的元素排成一横行。
将相同的元素按递增顺序从上到下排成一纵行。
3、结构:第1周期:种元素短周期第2周期:种元素第3周期:种元素第4周期:种元素(一)周期长周期第5周期:种元素6周期:种元素(含镧系元素种)不完全周期:第7周期: 种元素(含锕系元素 种)A )由 与共同构成。
包括 纵行B )由 构成。
包括 纵行。
分别是第VIII 族 由 纵行组成。
族 由 纵行组成,包括 元素。
4、性质递变:同周期从左到右,元素原子半径逐渐 ,核电荷数逐渐 ,原子核对电子的吸引力逐渐 ,所以元素金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。
体现在金属与H 2O 反应越来越 、而形成碱的性越来越 ;非金属与H 2反应越来越 ,所形成酸的酸性越来越 。
同主族从上到下,元素原子半径逐渐 ,核电荷数逐渐 ,原子核对电子的吸引力逐渐 ,所以元素金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。
、写出下列元素① 、⑥ 、⑨ 、⑩ 、⑦ 。
(2)、在这些元素中最活泼的金属是 、最活泼的非金属是 、最不活泼的元素是 。
(3)、在这些元素中的最高价氧化物对应的水化物中,酸性最强的化学式是 ,碱性最强是 ,呈两性的是 ,写出三者之间的反应方程式 、 、。
(4)、原子半径最小的是 ,最大是 (化学式)。
比较②、③、④、⑤这几种元素的离子半径的大小 。
(5)、在③与④中,哪种元素化学性质更活泼 ,如何证明: 。
(6)、在②、⑤、⑥中,哪种元素的化学性质更活泼 ,如何证明: 。
(7). 如果F 2会跟稀有气体反应。
试推测会跟(7)和(12)中哪种先反应 。
4、 元素性质、原子结构与位置的关系物理性质 元素性质 单质性质 化合物性质离子性质5、 微粒半径的比较比较下列微粒的大小:1、Fe Fe 2+ Fe 3+,2、Cl Cl -,3、Ca 2+ K + Cl - S 2-,4、Li + Na + K +5、Na S O F 、6、S 2- F - Al 3+巩固训练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. XH33.下列物质中,含有非极性共价键的是A.N2 B.CO2 C.NaOH D.CH44.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5.下列关于32He的说法正确的是A.32He原子核内含有2个中子 B.32He原子核内含有3个质子C.32He原子核外有3个电子 D.32He和42He是两种不同的核素6.下列有关元素周期律的叙述中,正确的是A.氧化性强弱:F2<Cl2 B.金属性强弱:K<NaC.酸性强弱:H3PO4<H2SO4 D.碱性强弱:NaOH<Mg(OH)27.下列关于元素周期表的说法正确的是A.能生成碱的金属元素都在ⅠA族B.原子序数为14的元素位于元素周期表的第3周期ⅣA族C.稀有气体元素原子的最外层电子数均为8D.第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为68.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9.下列叙述中能肯定说明金属A比金属B的活泼性强的是()A.A原子最外层电子数比B原子的最外层电子数少B.A原子电子层数比B原子的电子层数多C.1molA从酸中置换生成的H2比1mol B从酸中置换生成的H2多D.常温时, A能从酸中置换出氢,而B不能10.A、B、C三种元素的原子序数依次为a、b、c,它们的离子A n+、B n-、C m-具有相同的电子层结构,且n > m ,则下列关系正确的是()A.a > b > c B. a > c > b C.a = b + m + n D.a = c – n – m 11.已知a A n-、b B m-、c C m+、d D n+四种离子具有相同的核外电子排布,且n>m,则下列关系中正确的是()A.得电子能力:A>B>C>D B.元素的金属性:D>C>A>BC.原子半径:D>C>B>A D.离子半径:A n->B m->C m+>D n+12.下列关于ⅦA族元素的叙述正确的是A .ⅦA 族元素是同周期中原子半径最大的元素B .ⅦA 族元素是同周期中非金属性最弱的元素C .ⅦA 族元素的最高正价都是+7价D .ⅦA 族元素其简单阴离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数13.元素性质呈周期性变化的决定因素是A .元素原子半径大小呈周期性变化B .元素相对原子质量依次递增C .元素原子最外层电子排布呈周期性变化D .元素的最高正化合价呈周期性变化14.如图为周期表中短周期的一部分,若X 原子最外层电子数比次外层电子数少3,则下列说法正确的是 ( )A.X 的氢化物比R 的氢化物稳定B .原子半径大小顺序是Z>Y>X>RC .Z 的单质能与Y 的某些化合物发生置换反应D .X 、Z 可形成化合物XZ 5,分子中各原子均满足最外层8电子结构15.短周期主族元素A 、B 、C 、D 、E 的原子序数依次增大,它们的原子核外电子层数之和为10;B 的化合物种类繁多,数目庞大,A 、E 同主族,B 、C 、D 同周期相邻。
高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律 讲义及习题

第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表一、原子结构 1、原子、分子、元素①原子是化学变化中的最小粒子;②分子是保持物质的化学性质中的最小粒子③元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称 2、原子核的构成①核电荷数(Z)=核内质子数=核外电子数=原子序数②原子是由原子中心的原子核和核外电子组成,而原子核是由质子和中子组成。
③1个电子带一个单位负电荷;中子不带电;1个质子带一个单位正电荷 3、质量数质量数(A )=质子数(Z )+ 中子数(N )=近似原子量XAZ ——元素符号质量数 —— 核电荷数 ——(核内质子数)a ——代表质量数;b ——代表质子数既核电荷数;c ——代表离子的所带电荷数;d ——代表化合价e ——代表原子个数ab+dX c+e4、阳离子(aW m+):带正电荷,核电荷数=质子数>核外电子数,核外电子数=a -m 阴离子(b Y n-):带负电荷,核电荷数=质子数<核外电子数,核外电子数=b +n 二.核素、同位素 1、定义核 素:具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。
※“同位”指几种同位素的质子数相同,在周期表中占据同一个位置。
许多元素具有多种同位素,同一元素的各种同位素虽然核内中子数不同(质量数不同),但它们的化学性质基本相同 2、同位素的特点①化学性质几乎完全相同。
②天然存在的某种元素,不论是游离态还是化合态,其各种同位素所占的原子个数百分比(即丰度)一般是不变的。
三、元素周期表1、编排原则①按照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③把最外层电子数相同的元素(个别除外)按电子层数递增的顺序从上到到下排成列④共有7个横行,18个纵行。
每一个横行称作一个周期,每一个纵行称作一族。
2、周期(周期序数=电子层数)1、2、3周期为短周期,4、5、6周期为长周期,第7周期为不完全周期。
《常考题》初中高中化学必修一第四章《物质结构元素周期律》知识点总结(含答案解析)

一、选择题1.短周期元素M的原子核外有n个电子层上排布了电子,最外层电子数为2n+1。
下列有M的说法中,不一定正确的是A.M是非金属元素B.M的气态氢化物不一定是电解质C.M的常见单质在常温下为气态D.M的最高价氧化物对应的水化物是强酸2.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,其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍。
下说法不正确的是A.原子半径:Z>W>X>YB.最简单氢化物的稳定性:X>Y>W>ZC.最高价氧化物对应水化物的酸性:X>W>ZD.化合物XY与 ZY2中均含有共价键3.五种主族元素X、Y、Z、M和N在周期表中的位置如图所示。
下列说法正确的是XYZ M N……Y,也可形成Z2Y22C.X2M的热稳定性比X2Y强D.M和N的氧化物的水化物均为强酸4.已知X、Y、Z、W、R是原子序数依次增大的五种短周期主族元素,只有Z是金属元素,X的简单氢化物分子为正四面体结构,Y是地壳中含量最高的元素,Y与W同主族,下列说法正确的是A.原子半径:X<Y<WB.最高价氧化物的水化物的酸性: X<W<RC.WY2能使紫色石蕊试液先变红后褪色D.Z与Y形成的化合物一定是碱性氧化物5.已知X、Y、Z、W四种元素中,X是宇宙中最丰富的元素,Y元素原子最外层电子数是内层电子总数的2倍;Z是地壳中含量最高的元素;W元素原子K层和M 层电子总数等于其L层电子数。
下列回答不正确的是A.X2Z常温下为液态B.Y的一种单质可导电C.W的一种氧化物可形成酸雨D.YZ2为碱性氧化物6.下列说法不正确...的是A.离子键只能存在离子化合物中B.共价化合物中只能含有共价键C.化学键可以存在于原子之间也可以存在于分子之间D.化学反应的过程,本质上是旧化学键断裂和新化学键形成的过程7.五种短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大,W元素在短周期元素中原子半径最大,X、W同族,Z、Q同族,X、Y两种元素的最高正价和最低负价代数和均为0,由上述五种元素中的某几种元素组成的两种化合物均可在一定条件下洗涤含硫的试管,以下说法正确的是A.酸性:H2YO3<H2QO3,所以非金属性Y<QB.X与W形成的化合物中各原子均满足最外层8电子稳定结构C.X与Y形成的化合物只含有共价键D.由Z、W、Q三种元素形成的盐只有两种8.下列对结构与性质的大小排序不正确的是A.键角:NH3>H2O>P4B.阴离子配位数:CsCl>NaCl>CaF2 C.第一电离能:Se>As>Ge D.酸性:H2SO4>H2SO3>HClO9.银铜合金广泛用于航空工业,从切割废料中回收银并制备铜化工产品的工艺流程如图所示:[已知Al(OH)3和Cu(OH)2开始分解的温度分别为450 ℃和80 ℃]。
元素周期表知识点+练习题(带答案)2019

元素周期表原子的构成:如果用 A Z X 的形式表示一个质量数为A 、质子数为Z 的原子,那么组成原子的粒子间的关系可以表达为:原子 A Z X质量数:将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来所得的数值,叫质量数。
注意:原子的质量数近似等于其相对原子质量,不能说原子的质量数就是其相对原子质量(3)构成原子或离子的微粒间的数量关系:①原子中:原子序数=核内质子数=核电荷数=核外电子数②原子的质量数(A )= 质子数(Z )+ 中子数(N )③阴、阳离子所带电荷数=质子数-核外电子数④阳离子中:质子数(Z )=阳离子的核外电子数+阳离子所带电荷数⑤阴离子中:质子数(Z )=阴离子的核外电子数-阴离子所带电荷数⑷ 核外电子的电子排布电子层:在多个电子的原子里,根据电子能量的差异和通常运动的区域离核远近不同,把电子分成不同的能级,每一层电子数最多不超过2n 2 ;最外层电子数最多不超过8个,次外层电子数最多不超过18个,倒数第三层不超过32个;核外电子总是先占有能量最低的电子层,当能量最低的电子层排满后,电子才依次进入能量较高的电子层。
电子的排布是先排K 层,K 层排满再排L 层,L 层排满再排M 层,M 层不一定排满了再排N 层,后面的也一样不一定排满了再排下一层。
(只有前3层)当电子层数≥4,最外层为1~2个电子,则次外层电子数为: 8 ;最外层为3~8个电子,则次外层电子数为: 18 。
元素周期表元素周期表的发现:1869年,俄国化学家门捷列夫指出第一张元素周期表。
编制原则:将元素按照相对原子质量由小到大的顺序排列,将化学性质的元素放在一个纵行。
原子序数与原子结构的关系:原子序数=核内质子数=核电荷数=核外电子数⑴编排原则① 按照 核电荷数 由小到大的顺序排列。
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..。
高中化学之元素周期律知识点

高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号,这种编号,叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数二、元素周期律我们知道:一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的,所以,各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1.核外电子排布的周期性从3-18号元素,随着原子序数递增,最外层电子数从1个递增至8个,达到稀有气体元素原子的稳定结构,然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素,尽管情况比较复杂,但每隔一定数目的元素,也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见,随原子序数递增,元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2.原子半径的周期性变化从3-9号元素,随原子序数递增,原子半径由大渐小,经过稀有气体元素Ne后,从11-18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来,我们会发现随着原子序数的递增,元素的原子半径发生周期性的变化。
注意:①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同,所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律:电子层数越多,半径越大,电子层数越少,半径越小;当电子层结构相同时,核电荷数大的半径小,核电荷数小的半径大;对于同种元素的各种粒子半径,核外电子数越多,半径越大;核外电子数越少,半径越小。
例如,粒子半径:H->H>H+;Fe3+<Fe2+。
3.元素主要化合价的周期性变化从3-9号元素看,元素化合价的最高正价与最外层电子数相同(O、F不显正价);其最高正价随着原子序数的递增由+1价递增至+7价;从中部的元素开始有负价,负价是从-4递变到-1。
从11-17号元素,也有上述相同的变化,即:元素化合价的最高正价与最外层电子数相同;其最高正价随着原子序数的递增重复出现由+1价递增至+7价的变化;从中部的元素开始有负价,负价是从-4递变到-1。
元素周期律及典型例题

(一)原子结构 一、基础知识填空1、默写前20号元素的名称和符号2、原子是由 和 构成,原子核由 和 构成。
等量关系是:原子序数 = 核电荷数 = =3、原子可以表示为X Z A,A 表示 ,Z 表示 ,其中,质量数= +4、原子核外电子排布有哪些规律?5、元素、核素、同位素元素:具有相同质子数的同一类原子的总称核素:具有一定数目的中子和一定数目的质子的一种原子同位素:质子数相同但中子数不同的同一种元素的不同种原子的互称(研究对象是原子)练习:1、在N C Mg Na Li Li 147146241223117363、、、、、中,(1) 和 互为同位素 (2) 和 的质量数相同,但不能互称同位素 (3) 和 中子数相同,但质子数不同,所以不能是同一种元素2、,、、O O O 188178168属于 种元素, 种原子 , 种核素,他们互称 二、巩固练习1、(2013江苏单科, 2,2分) 下列有关化学用语表示正确的是( ) A. 丙烯的结构简式: C 3H 6 B. 氢氧根离子的电子式:C. 氯原子的结构示意图:D. 中子数为146、质子数为92的铀(U) 原子U2、(2012江苏单科, 2,2分) 下列有关化学用语表示正确的是( )A. 乙酸的结构简式: C 2H 4O 2B. F -的结构示意图:C. 中子数为20的氯原子ClD. NH 3的电子式: H····H3、(2012海南化学, 9,4分) 下列有关化学用语使用正确的是( )A. NH 4Br 的电子式: [H····H]+Br -B. S 2-的结构示意图:C. 乙酸的分子式: CH 3COOHD. 原子核内有18个中子的氯原子Cl4、(2010山东, 9,4分) 16O 和18O 是氧元素的两种核素, N A 表示阿伏加德罗常数, 下列说法正确的是( ) A. 16O 2与18O 2互为同分异构体 B. 16O 与18O 核外电子排布方式不同C. 通过化学变化可以实现16O 与18O 间的相互转化D. 标准状况下, 1.12 L 16O 2和1.12 L 18O 2均含0.1N A 个氧原子5、(2012北京西城一模, 7) 雷雨天闪电时空气中有臭氧(O 3) 生成。
必修2第一章物质结构元素周期律知识点归纳与针对性练习(可编辑修改word版)

A学前准备:物质结构 元素周期律知识点归纳与针对性练习第一节 元素周期表(一)原子结构原子原子核质子(1 个质子带 1 个单位正电荷)中子(不显电性) 核外电子(1 个电子带 1 个单位负电荷)(二)质量数:质量数(A ) =质子数(Z )+中子数(N )±Xd C ±原子 Z n中各字母的意义?A —— 代表质量数;z ——代表核电荷数(质子数);c ——代表离子所带的电荷数;d ——代表元素的化合价数; n ——代表一个分子中的原子个数;小结:①在原子中:核电荷数=核内质子数=核外电子数②在阳离子中:核内质子数—核外电子数=所带电荷数 ③在阴离子中:核外电子数—核内质子数=所带电荷数 ④质子数+中子数=质量数=核素的近似相对原子质量知识梳理一.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【练习】1. 主族元素的次外层电子数(除氢)A. 一定是 8 个B .一定是 2 个C .一定是 18 个D .是 2 个、8 个或 18 个2. 已知 A 元素原子的最外层电子数是次外层电子数的 3 倍,B 元素原子的次外层电子数是最外层电子数的 2倍,则 A 、B 元素A.一定是第二周期元素B.一定是同一主族元素C.可能是二、三周期元素D.可以相互化合形成化合物二.元素的性质和原子结构(一)碱金属元素:1.原子结构相似性:最外层电子数相同,都为个递变性:从上到下,随着核电核数的增大,电子层数增多2.碱金属化学性质的相似性:点燃点燃4Li + O2Li2O 2Na + O2Na2O22 Na + 2H2O =2NaOH + H2↑2K + 2H2O =2KOH + H2↑2R + 2 H2O =2 ROH + H2↑产物中,碱金属元素的化合价都为+1价。
物质结构__元素周期律知识点与习题

——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,23Na中,Na原子的质11量数为23、质子数为11、中子数为12.[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:(1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时,从1个递增至2个)而呈现周期性变化.(2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注:稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同,而在该周期中是最大的).(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价),负价从-4价递增至-1价再至0价而呈周期性变化.[元素金属性、非金属性强弱的判断依据]元素金属性强弱的判断依据:①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度.金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易,则元素的金属性越强,反之越弱.②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱.氢氧化物的碱性越强,对应金属元素的金属性越强,反之越弱.③还原性越强的金属元素原子,对应的金属元素的金属性越强,反之越弱.(金属的相互置换)元素非金属性强弱的判断依据:①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性),非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定),元素的非金属性越强,反之越弱.②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱.最高价含氧酸的酸性越强,对应的非金属元素的非金属性越强,反之越弱.③氧化性越强的非金属元素单质,对应的非金属元素的非金属性越强,反之越弱.(非金属相互置换)[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水,又能跟碱反应生成盐和水的氧化物,叫做两性氧化物.如A12O 3与盐酸、NaOH 溶液都能发生反应:A12O 3+6H +=2A13++3H 2O A12O 3+2OH -=2A1O 2-+H 2O[两性氢氧化物] 既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物,叫做两性氢氧化物.如A1(OH)3与盐酸、NaOH 溶液都能发生反应:Al(OH)3+3H +=2A13++3H 2O A1(OH)3+OH -=A1O 2-+2H 2O[元素周期律] 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化,这个规律叫做元素周期律.3.元素周期表[元素周期表] 把电子层数相同的各种元素,按原子序数递增的顺序从左到右排成横行,再把不同横行中最外层电子数相同的元素,按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行,这样得到的一个表叫做元素周期表.[周期] 具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行,叫做一个周期.(1)元素周期表中共有7个周期,其分类如下:短周期(3个):包括第一、二、三周期,分别含有2、8、8种元素周期(7个)长周期(3个):包括第四、五、六周期,分别含有18、18、32种元素不完全周期:第七周期,共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)(2)某主族元素的电子层数=该元素所在的周期数.(3)第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称镧系元素.(4)第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称锕系元素.在锕系元素中,92号元素铀(U)以后的各种元素,大多是人工进行核反应制得的,这些元素又叫做超铀元素.[ 族]在周期表中,将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族.(1)周期表中共有18个纵行、16个族.分类如下:①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族,叫做主族.用符号“A”表示.主族有7个,分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行).②只含有短周期元素的族,叫做副族.用符号“B”表示.副族有7个,分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行).③在周期表中,第8、9、10纵行共12种元素,叫做Ⅷ族.④稀有气体元素的化学性质很稳定,在通常情况下以单质的形式存在,化合价为0,称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行).(2)在元素周期表的中部,从ⅢB到ⅡB共10个纵列,包括第Ⅷ族和全部副族元素,统称为过渡元素.因为这些元素都是金属,故又叫做过渡金属.(3)某主族元素所在的族序数:该元素的最外层电子数=该元素的最高正价数[原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系](1)原子序数为奇数的元素,其化合价通常为奇数,原子的最外层有奇数个电子,处于奇数族.如氯元素的原子序数为17,而其化合价有-1、+1、+3、+5、+7价,最外层有7个电子,氯元素位于第ⅦA族.(2)原子序数为偶数的元素,其化合价通常为偶数,原子的最外层有偶数个电子,处于偶数族.如硫元素的原子序数为16,而其化合价有-2、+4、+6价,最外层有6个电子,硫元素位于第ⅥA族.[元素性质与元素在周期表中位置的关系](1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系:(2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系:①同一周期元素从左至右,随着核电荷数增多,原子半径减小,失电子能力减弱,得电子能力增强.a.金属性减弱、非金属性增强;b.金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难;c.非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强);d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱.②同一主族元素从上往下,随着核电荷数增多,电子层数增多,原子半径增大,失电子能力增强,得电子能力减弱.a.金属性增强、非金属性减弱;b.金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。
(人教版)高一化学 第二章 第二节 元素周期律 重点概括练习举一反三总结

人教版高一化学第二章第二节元素周期律一、内容概括本节主要介绍了元素周期律的基本概念和规律,包括原子半径、电负性、第一电离能、电子亲和能等性质的周期性变化。
通过学习这些基础知识,学生能够理解元素性质随原子序数变化的规律,并掌握如何利用周期表预测和解释元素的性质。
二、重点归纳1.原子半径:1.1定义:原子核中心到最外层电子的距离。
1.2变化规律:同一周期内从左到右逐渐减小(因为核电荷增加,吸引电子更紧)。
同一族内从上到下逐渐增大(因为电子层数增加,屏蔽效应增强)。
2.电负性:2.1定义:原子吸引电子的能力。
2.2变化规律:同一周期内从左到右逐渐增大(因为核电荷增加,吸引电子能力增强)。
同一族内从上到下逐渐减小(因为原子半径增大,吸引力减弱)。
3.第一电离能:3.1定义:使一个中性原子失去一个电子所需的能量。
3.2变化规律:同一周期内从左到右逐渐增大(因为核电荷增加,失去电子更难)。
同一族内从上到下逐渐减小(因为原子半径增大,失去电子更容易)。
特殊情况:同一周期中的某些元素(如Be, N, Mg, P)由于电子排布的特殊性,第一电离能会有所异常。
4.电子亲和能:4.1定义:一个中性原子获得一个电子所释放的能量。
4.2变化规律:同一周期内从左到右逐渐增大(因为核电荷增加,吸引电子能力增强)。
同一族内从上到下逐渐减小(因为原子半径增大,吸引力减弱)。
特殊情况:稀有气体的电子亲和能通常为零或负值,因为它们的电子排布已经非常稳定。
5.金属性与非金属性:5.1定义:金属性是指元素倾向于失去电子形成阳离子的性质;非金属性是指元素倾向于获得电子形成阴离子的性质。
5.2变化规律:同一周期内从左到右金属性减弱,非金属性增强。
同一族内从上到下金属性增强,非金属性减弱。
6.氧化还原性:6.1定义:氧化性是指元素获得电子的能力;还原性是指元素失去电子的能力。
6.2变化规律:同一周期内从左到右氧化性增强,还原性减弱。
同一族内从上到下氧化性减弱,还原性增强。
高三化学一轮复习——元素周期表 元素周期律知识梳理及训练

2021届高三化学一轮复习——元素周期表元素周期律知识梳理及训练知识梳理一、元素周期表和周期律1.强化记忆元素周期表2.识记理解元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)>r(阳离子)逐渐增大元素性质化合价最高正化合价由+1→+7(O、F除外)负化合价=-(8-主族序数)相同最高正化合价=主族序数(O、F除外)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金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱离子的氧化性、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元素的第一电离能逐渐增大趋势逐渐减小趋势元素的电负性逐渐增大呈现减小趋势二、元素的电离能和电负性1.元素的电离能第一电离能:气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示,单位为kJ·mol-1。
(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加,主族元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素,主族元素原子的外围电子排布重复出现从n s1到n s2n p6的周期性变化(第一周期除外)。
(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:同周期从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,稀有气体的第一电离能最大,碱金属和氢的第一电离能最小;同主族从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势。
同能级的轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大,即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
如Be、N、Mg、P。
(3)元素电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小,金属越容易失去电子,金属性越强;反之,则越弱。
第四章 物质结构 元素周期律知识点整理及习题

第四章 物质结构 元素周期律元素周期表元素周期表为七行18列一.周期:每一横行为一周期,同一周期元素电子层数相同。
周期序数=原子核外电子层数试推导第八,九周期若排满,各有多少种元素? 除第一周期外,每两个周期变一次,由此可推知第八,九周期若排满,各有:2×52=50种元素, 第十,十一则为:2×62=72种元素…………二.族:除第8~10列为一族外,其余每一列为一族,共16族。
主族(A )既含短周期元素 副族(B ) 不含短周期元素的族0族 又含长周期元素的族。
Ⅷ族 均为金属元素,又被称为过渡金属。
核外电子排布规律3. 每个电子层最多能容纳2n 2个电子4. 最外层电子数不超过8个,次外层电子数不超过18个,倒数第三层不超过32个 注意:1.以上四条规律是相互联系的,不能孤立地理解。
2.ⅠA 和ⅡA 族长周期元素原子次外层均为8个电子 ⅢA ~ ⅦA 族长周期元素原子次外层均为18个电子。
最高正价 = 最外层电子数最低负价 = 最外层电子数– 8注:1.金属在化合物中只显正价2.F和O只有最低负价,没有最高正价,尤其F在化合物中只显负一价。
小练习1.19世纪中叶,门捷列夫的突出贡献是A.提出原子学说B.提出分子学说C.发现元素周期律D.提出电离学说2.A、B两种元素分别为某周期第ⅡA族和第ⅢA族元素,若A元素的原子序数为x,则B元素的原子序数可能为①x +1 ②x + 8 ③x + 11 ④x + 18 ⑤x + 25⑥x + 32A.①③ B.②④ C.①③⑤ D.②④⑥3.甲、乙是周期表中同一主族相邻的两种元素,若甲的原子序数为x,则乙的原子序数不可能的是A.x + 2 B.x + 4 C.x + 8 D.x + 184.同一主族的两种元素的原子序数之差不可能是A.16 B.26.C.36 D.465.假设x是ⅡB族中元素的原子序数, 那么原子序数为x+1的元素是A.ⅠB族 B.ⅢB族C.ⅢA族 D.ⅡA族6.某元素R的最高价氧化物对应水化物化学式为H n RO4,则R的气态氢化物是A.H n R B.H2n R C.H(8-n)R D.H(n-2)R7. A、B两种元素,A的原子序数为x。
(完整版)元素周期律习题(附答案)

元素周期律练习1. 短周期元素A、B、C在周期表中的位置如右图所示。
已知B、C两元素所在族数之和是A元素族数的2倍,B、C两元素的原子序数之和是A元素的4倍,则A、B、C是( )A.Be、Na、AlB.B、Mg、SiC.O、P、ClD.C、Al、P2.如下图是周期表中短周期的一部分,W、X、Y三种元素原子核外电子数之和等于X的质量数,X原子核内质子数和中子数相等。
下列叙述中不正确的是( )A.三种元素的原子半径的大小顺序是W<Y<XB.W最高价氧化物对应水化物具有强酸性,气态氢化物的水溶液具有弱碱性C.X元素的氧化物、氢化物的水溶液都呈酸性D.Y元素的单质是非金属单质中唯一能跟水发生激烈反应的单质3.X、Y、Z是周期表中相邻的三种短周期元素,X和Y同周期,Y和Z同主族,三种元素原子的最外层电子数之和为17,核内质子数之和为31,则X、Y、Z分别是( )A.Mg、Al、Si B.Li、Be、Mg C.N、O、S D.P、S、O4.已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素,最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是:HXO4>H2YO4>H3ZO4。
则下列说法不正确的是( )A.气态氢化物的稳定性:HX>H2Y>ZH3B.非金属活泼性:Y<X<ZC.单质的氧化性:X2>Y>ZD.原子最外电子层上电子数相等5.下列各组微粒具有相同质子数和电子数的是( )A.CH4,NH3,H2O,Ar B.OH-,NH4+,H3O+,NeC.H3O+,NH4+,Na+,HF D.OH-,F-,Mg2+,Na+6.下列叙述中正确的是( )A.40K和40Ca原子中的质子数和中子数都不相等B.金刚石和石墨的性质相同C.H2和D2互为同位素D.某物质中只含一种元素,该物质一定是纯净物7.氧化性由弱到强,原子或离子半径由大到小的一组微粒是( )A .O ,Cl ,S ,PB .K +,Al 3+,Ca 2+,Ba 2+C .Rb ,K ,Na ,LiD .K +,Mg 2+,Al 3+,H +8.下列属于同位素的是()9.按C ,N ,O ,F 的顺序,下列递变规律正确的是[ C ]A .原子半径逐渐增大B .非金属性逐渐减弱C .气态氢化物的稳定性逐渐增强D .单质的氧化性逐渐减弱10.A 、B 、C 、D 、E 是同一周期的五种主族元素,A 和B 的最高价氧化物对应的水化物均呈 碱性,且碱性B >A ,C 和D 的气态氢化物的稳定性C >D ;E 是这五种元素中原子半径 最小的元素,则它们的原子序数由小到大的顺序是( )A . A 、B 、C 、D 、E B . E 、C 、D 、B 、AC . B 、A 、D 、C 、E D . C 、D 、A 、B 、E15表是周期表中的一部分,根据A ~I 在周期表中的位置,用元素符号或化学式回答下列问题:ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA0 1 A 2 D E G 3BCJFHI(1)表中元素,化学性质最不活泼的是 ,只有负价而无正价的是 , 可用于制半导体材料的元素是_______。
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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. 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2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如:Li<Na<K<Rb<Cs具体规律: 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如:F--<Cl--<Br--<I--4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如:F-> Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径,价态越高离子半径越小。
如Fe>Fe2+>Fe3+①与水反应置换氢的难易②最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱③单质的还原性或离子的氧化性(电解中在阴极上得电子的先后)④互相置换反应依据:⑤原电池反应中正负极①与H2化合的难易及氢化物的稳定性元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性性强弱的判断④互相置换反应①、同周期元素的金属性,随荷电荷数的增加而减小,如:Na>Mg>Al;非金属性,随荷电荷数的增加而增大,如:Si<P<S<Cl。
规律:②、同主族元素的金属性,随荷电荷数的增加而增大,如:Li<Na<K<Rb<Cs;非金属性,随荷电荷数的增加而减小,如:F>Cl>Br>I。
③、金属活动性顺序表:K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au定义:以12C原子质量的1/12(约1.66×10-27kg)作为标准,其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制(SI)单位为一,符号为1(单位1一般不写)原子质量:指原子的真实质量,也称绝对质量,是通过精密的实验测得的。
如:一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10-26kg。
核素的相对原子质量:各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。
一种元素有几种同位素,就应有几种不同的核素的相对原子质量,相对原子质量诸量比较:如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
(原子量)核素的近似相对原子质量:是对核素的相对原子质量取近似整数值,数值上与该核素的质量数相等。
如:35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量:是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。
如:Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%元素的近似相对原子质量:用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。
注意:①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
定义:核电荷数相同,中子数不同的核素,互称为同位素。
(即:同种元素的不同原子或核素)同位素①、结构上,质子数相同而中子数不同;特点:②、性质上,化学性质几乎完全相同,只是某些物理性质略有不同;③、存在上,在天然存在的某种元素里,不论是游离态还是化合态,同位素的原子(个数不是质量)百分含量一般是不变的(即丰度一定)。
1、定义:相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。
①、定义:阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键 ②、存在:离子化合物(NaCl 、NaOH 、Na 2O 2等);离子晶体。
①、定义:原子间通过共用电子对所形成的化学键。
②、存在:共价化合物,非金属单质、离子化合物中(如:NaOH 、Na 2O 2);共价键 分子、原子、离子晶体。
2、分类 极性键 共价化合物 化学键 非极性键 非金属单质③、分类:双方提供:共价键单方提供:配位键 如:NH 4+、H 3O +金属键:金属阳离子与自由电子之间的相互作用。
存在于金属单质、金属晶体中。
键能 3、键参数 键长 键角4、表示方式:电子式、结构式、结构简式(后两者适用于共价键)定义:把分子聚集在一起的作用力分子间作用力(范德瓦尔斯力):影响因素:大小与相对分子质量有关。
作用:对物质的熔点、沸点等有影响。
①、定义:分子之间的一种比较强的相互作用。
分子间相互作用 ②、形成条件:第二周期的吸引电子能力强的N 、O 、F 与H 之间(NH 3、H 2O )③、对物质性质的影响:使物质熔沸点升高。
④、氢键的形成及表示方式:F -—H ···F -—H ···F -—H ···←代表氢键。
氢键 O OH H H HOH H⑤、说明:氢键是一种分子间静电作用;它比化学键弱得多,但比分子间作用力稍强;是一种较强的分子间作用力。
定义:从整个分子看,分子里电荷分布是对称的(正负电荷中心能重合)的分子。
非极性分子 双原子分子:只含非极性键的双原子分子如:O 2、H 2、Cl 2等。
举例: 只含非极性键的多原子分子如:O 3、P 4等分子极性 多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子如:CO 2、CS 2(直线型)、CH 4、CCl 4(正四面体型)极性分子: 定义:从整个分子看,分子里电荷分布是不对称的(正负电荷中心不能重合)的。
举例 双原子分子:含极性键的双原子分子如:HCl 、NO 、CO 等多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子如:NH 3(三角锥型)、H 2O (折线型或V 型)、H 2O 2离子键 共用电子对是否偏移不同原子间存在 共用电子对的来源 相同原子间 分子的极性 分子的稳定性 分子的空间构型 决定 分子的极性 决定 (孤对电子)非晶体 离子晶体固体物质 分子晶体晶体: 原子晶体金属晶体①构成微粒:离子②微粒之间的相互作用:离子键③举例:CaF 2、KNO 3、CsCl 、NaCl 、Na 2O 等NaCl 型晶体:每个Na +同时吸引6个Cl -离子,每个Cl -同结构特点 时吸引6个Na +;Na +与Cl -以离子键结合,个数比为1:1。
④微粒空间排列特点:CsCl 型晶体:每个Cs +同时吸引8个Cl -离子,每个Cl -同时吸引8个Cs +;Cs +与Cl -以离子键结合,个数比为1:1。
离子晶体: ⑤说明:离子晶体中不存在单个分子,化学式表示离子个数比的式子。
①、硬度大,难于压缩,具有较高熔点和沸点;性质特点 ②、离子晶体固态时一般不导电,但在受热熔化或溶于水时可以导电;③、溶解性:(参见溶解性表)晶体晶胞中微粒个数的计算:顶点,占1/8;棱上,占1/4;面心,占1/2;体心,占1①、构成微粒:分子结构特点 ②、微粒之间的相互作用:分子间作用力③、空间排列:(CO 2如右图)分子晶体: ④、举例:SO 2、S 、CO 2、Cl 2等①、硬度小,熔点和沸点低,分子间作用力越大,熔沸点越高;性质特点 ②、固态及熔化状态时均不导电;③、溶解性:遵守“相似相溶原理”:即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂,极性分子易溶于极性分子溶剂。
①构成微粒:原子②微粒之间的相互作用:共价键③举例:SiC 、Si 、SiO 2、C(金刚石)等Ⅰ、金刚石:(最小的环为非平面6元环)结构特点 每个C 被相邻4个碳包围,处于4个C 原子的中心④微粒空间排列特点:原子晶体: Ⅱ、SiO 2相当于金刚石晶体中C 换成Si ,Si 与Si 间间插O⑤说明:原子晶体中不存在单个分子,化学式表示原子个数比的式子。
①、硬度大,难于压缩,具有较高熔点和沸点;性质特点 ②、一般不导电;③、溶解性:难溶于一般的溶剂。
①、构成微粒:金属阳离子,自由电子;结构特点 ②、微粒之间的相互作用:金属键③、空间排列:①构成晶体粒子种类 ②粒子之间的相互作用金属晶体:④、举例:Cu、Au、Na等①、良好的导电性;性质特点②、良好的导热性;③、良好的延展性和具有金属光泽。
①、层状结构结构:②、层内C——C之间为共价键;层与层之间为分子间作用力;过渡型晶体(石墨):③、空间排列:(如图)性质:熔沸点高;容易滑动;硬度小;能导电。
元素周期律.元素周期表习题精练1.下列微粒结构示意图是否正确?如有错误,指出错误的原因。
A B C D E2.下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?A B C D3.最外层电子数为4的原子,其荷电核数可能为()A.14B.8C.6D.174.质量数为37的原子应该有()A.18个质子,19个中子,19个电子B.17个质子,20个中子,18个电子C.19个质子,18个中子,20个电子D.18个质子,19个中子,18个电子5.和氖原子电子层结构相同的微粒是()A.Na+B.Cl-C. K+D.Ar6.元素的下列性质,随原子序数的递增不是周期性变化的是()A.相对原子质量B.化合价C.原子半径D.元素的化学性质7.原子序数从11依次增加到17,下列递变关系中,错误的是()A.电子层数逐渐增多 B..原子半径逐渐增大C.最高正化合价数值逐渐增大 D.从Si到Cl,最低负化合价从-4到-18.下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是()A、Li Na KB、Ba2+ Ca2+ Mg2+C、Ca2+ K+ Cl-D、N O F9.下列元素原子半径最大的是()A、LiB、FC、NaD、Cl10.按原子半径增大的顺序排列的一组是()A、Be、N、FB、Mg、Si、CC、Na、Mg、CaD、Cl、S、P11.元素X原子的最外层有3个电子,元素Y原子的最外层有6个电子,这两种元素形成的化合物的化学式可能是 ( )A.XY2 B.X2Y3C.X3Y2D.X2Y12.A、B两种原子,A原子M层比B原子M层少3个电子,B原子L层电子数恰好是A原子L层的两倍,则A元素是()A.OB.SiC.CD.Mg13.元素性质呈周期性变化的决定因素是( )A.元素原子半径大小呈周期性变化B.元素原子量依次递增C.元素原子最外层电子排布呈周期性变化D.元素的最高正化合价呈周期性变化14.按C、N、O、F顺序下列性质递增的是()A、最高化合价B、非金属性C、电子层数D、原子半径15.下列各组中的性质比较中,不正确的是()A酸性 HClO4>HBrO4>HIO4B碱性 Ba(OH)2>Ca(OH)2>Mg(OH)2C还原性 F->Cl->Br- D稳定性 HCl>H2S>PH316.可用来判断金属性强弱的依据是()A、原子电子层数的多少B、最外层电子数的多少C、最高价氧化物的水化物的碱性强弱D、等物质的量的金属置换氢气的多少17.a X n-和bY m+两种简单离子,其电子层结构相同,下列关系式或化学式正确()A、a – n = b + mB、a + m = b – nC、氧化物为YOm D、氢化物为HnX或XHn18.在元素周期表中,金属元素与非金属元素分界线附近,能找到()A、制半导体材料的元素B、制农药的元素C 、制催化剂的元素 D、制耐高温合金的元素19.同一周期X、Y、Z三种元素,已知最高价氧化物对应水化物的酸性是HXO4>H2YO4>H3ZO4,则下列判断错误的是 ( )A、原子半径X>Y>ZB、气态氢化物的稳定性HX>H2Y>ZH3C、非金属性X>Y>ZD、阴离子的还原性Z3->Y2->X-20.短周期中三元素a、b、c在周期表中的位置如图,下列有关这三种元素的叙述正确的是:A.a是一种活泼的非金属元素B.c的最高价氧化物的水化物是一种弱酸C.b的氢化物很稳定D.b元素的最高化合物为+7价。