高一化学必修2 第一章 重难点专题突破

高一化学必修2 第一章重难点专题突破

元素金属性、非金属性强弱的判断方法

1．元素金属性强弱的判断方法

(1)从元素原子结构判断

①当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失电子，金属性越强；

②当电子层数相同时，核电荷数越多，越难失电子，金属性越弱。

(2)根据金属活动性顺序表判断

一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。

(3)从元素单质及其化合物的相关性质判断

①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强；

②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。

(4)根据离子的氧化性强弱判断

离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。

【典例1】已知钡的活动性介于钠和钾之间，下列叙述正确的是()

A．钡与水反应不如钠与水反应剧烈

B．钡可以从KCl溶液中置换出钾

C．氧化性：K＋>Ba2＋>Na＋

D．碱性：KOH>Ba(OH)2>NaOH

理解感悟金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子数目的多少。如Na易失去一个电子，而Mg易失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。

2．非金属性强弱的判断方法

(1)从元素原子的结构判断

①当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强；

②当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。

(2)从元素单质及其化合物的相关性质判断

①单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强；

②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。如H2SO4的酸性强于H3PO4，说明S的非金属性比P强；

③非金属单质间的置换反应，例如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强；

④元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。如S2－的还原性比Cl－强，

说明Cl的非金属性比S强。

【典例2】下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是()

①HCl比H2S稳定②HClO氧化性比H2SO4强③HClO4酸性比H2SO4强④Cl2能与H2S 反应生成S

⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS

A．②⑤B．①②C．①②④D．①③⑤

理解感悟比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。

微粒半径大小的比较方法及规律

1．核电荷数相同(同种元素)，核外电子数越多，半径越大

(1)原子半径大于相应的阳离子半径。

(2)原子半径小于相应的阴离子半径。

(3)当元素原子可形成多种价态的离子时，价态高的，半径小。

2．原子半径

(1)电子层数相同(即同周期)时，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小(稀有气体除外)。

(2)最外层电子数相同(即同主族)时，随电子层数的递增，原子半径逐渐增大。

3．离子半径

(1)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。

(2)同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。

(3)所带电荷、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较，例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照，可知：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。

【典例3】下列微粒半径大小比较正确的是()

A．Na＋

B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋

C．Na

D．Cs

理解感悟比较简单粒子的半径大小：

“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。

“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

【典例4】X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素的原子序数的关系是()

A．X>Y>Z B．Y>Z>X C．Z>X>Y D．Z>Y>X

理解感悟根据微粒半径大小，判断元素在周期表中的相对位置，是高考中的常考题型，熟练比较微粒半径的大小，可起到事半功倍的效果。在应用该方法时，要特别注意题中给出的条件，找出相同点和不同点进行比较，要注意不要因忽视某些条件而出现错误，如比较原子半径还是比较离子半径。

元素的“位置、结构、性质”之间的关系规律及其应用

元素的原子结构、其在周期表中的位置及元素的性质(位、构、性)三者之间的关系可用下图表示：

应用“位置、结构、性质”三者的关系解答问题时要注意掌握以下几个方面：

1．熟练掌握四个关系式

电子层数＝周期序数最外层电子数＝主族序数

主族元素的最高正价＝族序数(O、F除外)

最低负价＝主族序数－8

2．熟练掌握周期表中的一些特殊规律

(1)各周期元素种数(第一到第六周期分别为2、8、8、18、18、32)。

(2)稀有气体元素原子序数(分别为2、10、18、36、54、86)和所在周期(分别在一到六周期)。

(3)同族上下相邻元素原子序数的关系(相差2、8、18、32等各种情况)。

(4)同周期ⅡA族与ⅢA族元素原子序数差值(有1、11、25等情况)。

3．熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：

(1)元素的金属性、非金属性；

(2)气态氢化物的稳定性；

(3)最高价氧化物对应水化物的酸碱性。

4．熟悉1～20号元素原子结构特点及其规律

(1)原子核中无中子的原子：11H。

(2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na、K。

(3)最外层有2个电子的元素：He、Be、Mg、Ca。

(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3倍的元素：O；是次外层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：Li、Si。

(9)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。

(10)电子层数是最外层电子数2倍的元素：Li、Ca。

(11)最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S。

(12)最外层电子数是电子层数3倍的元素：O。

特别提示记住原子结构的特殊性对做题很有帮助，应用时应注意几个概念：最外层电子数、最内层电子数、内层电子数、次外层电子数、电子层数、核电荷数等。

【典例5】A、B、C、D 4种元素的核电荷数依次增大，它们的离子的电子层数相同且最外层电子数均为8。A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半。

请回答下列问题：

(1)4种元素的符号依次是A__________，B___________________，

C__________，D________。它们原子的半径由大到小的顺序是_________________。

(2)试写出4种元素的离子结构示意图：

A__________，B__________，C__________，D__________________________。

它们离子的半径由大到小的顺序__________________________________。

(3)它们最高价氧化物对应水化物的化学式分别是__________________________，

分别比较酸性和碱性的强弱______________________________________________________。

(4)写出能够生成的气态氢化物的化学式：__________，比较其稳定性________________，理由________________________________________________________________________