届二轮复习 物质结构与性质 元素周期律 学案全国通用.docx
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届二轮复习物质结构与性质元素周期律学案全国通用
认识原子的结构，了解元素、核素的涵义以及原子核外电子排布规律。
认识构成物质的微粒之间存在相互作用，结合典型实例认识离子键和共价键的形成，建立化学键概念。
认识原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系。
结合相关数据和实验事实，了解元素性质的周期性的变化规律，建构元素周期律。
以第三周期元素（钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯）以及碱金属和卤族元素为例，体会同周期和同主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
体会元素周期表（律）在学习元素化合物知识和科学研究中的作用。
知道电子的运动状态（空间分布及能量）可通过原子轨道和电子云模型来描述。
了解原子核外电子排布的构造原理。
了解1～36号元素基态原子核外电子的排布。
认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。
知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征，了解元素周期律（表）的应用价值。
认识微粒之间存在不同类型的相互作用。
根据微粒的种类及微粒之间的相互作用，认识物质的性质与微观结构的关系。
认识离子键、共价键的本质。
结合实例了解共价分子具有特定的空间几何结构，并可运用相关理论和模型进行解释和预测。
结合实例初步认识分子的手性对其性质的影响。
知道配位键的特点，认识简单的配位化合物的成键特征，了解配位化合物的存在与应用。
认识原子间通过原子轨道重叠形成共价键，了解共价键具有饱和性和方向性。
了解晶体中微粒的空间排布存在周期性，认识简单的晶胞。
能结合实例描述晶体中微粒排列的周期性规律。
借助分子晶体、共价晶体、离子晶体、金属晶体等模型认识晶体的结构特点。
能借助分子晶体、共价晶体、离子晶体、金属晶体等模型说明晶体中的微粒及其微粒间的相互作用。
原子结构 化学键
1．微粒间的数量关系
（1）质量数＝质子数＋中子数
（2）原子：
核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＝原子序数
（3）阴离子：
核外电子数＝质子数＋所带的电荷数
（4）阳离子：
核外电子数＝质子数－所带的电荷数
2．“四同”的判断方法
判断的关键是抓住描述的对象。
（1）同位素——原子，如
H、
H、
H；
（2）同素异形体——单质，如O2、O3；
（3）同系物——有机化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3；
（4）同分异构体——一般为有机化合物，如正戊烷、异戊烷、新戊烷。
3．能层、能级、原子轨道数及最多容纳电子数
能层
一
二
三
四
五
…
符号
K
L
M
N
O
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
…
…
包含
原子
轨道
数
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
1
…
…
最多
容纳
电子
数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
…
…
2
8
18
32
…
2n2
4.常见原子轨道电子云轮廓图
原子轨道
电子云轮廓图形状
轨道个数
s
球形
1
p
哑铃（或纺锤）形
3（px，py，pz）
5.基态原子的核外电子排布
（1）原子核外电子排布的“三规律”
能量最低原理
原子核外电子总是优先占有能量最低的原子轨道
泡利原理
每个原子轨道里，最多只能容纳2个自旋状态相反的电子
洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同
（2）基态原子核外电子排布的四种表示方法
表示方法
举例
电子排布式
Cr：
1s22s22p63s23p63d54s1
简化电子排布式
Cu：
[Ar]3d104s1
价电子排布式
Fe：
3d64s2
电子排布图（或轨道表示式）
原子轨道处于全空、半充满、全充满状态更稳定。
Cr、Cu的电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d54s1、1s22s22p63s23p63d104s1，而非1s22s22p63s23p63d44s2、
1s22s22p63s23p63d94s2。
6．化学键与化合物的关系
（1）含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中可能含有共价键，如Na2O2。
（2）只含有共价键的化合物一定是共价化合物。
（3）由金属元素和非金属元素组成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐是离子化合物。
（4）非金属氢化物是共价化合物，只含共价键，如NH3；而金属氢化物是离子化合物，只含离子键，如NaH。
（5）可能含有非极性键的物质有非金属单质、某些共价化合物（如H2O2、C2H6等）、某些离子化合物（如Na2O2等）。
7．共价键
（1）
（2）σ键和π键的判定
①
②ss、s p、杂化轨道之间一定形成σ键；p p可以形成σ键，也可以形成π键（优先形成σ键，其余只能形成π键）。
1．（2019·高考天津卷）氮、磷、砷（As）、锑（Sb）、铋（Bi）、镆（Mc）为元素周期表中原子序数依次增大的同族元素。
砷在元素周期表中的位置：
_________________________________。
Mc的中子数为____________。
已知：
P（s，白磷）===P（s，黑磷） ΔH＝－39.3kJ·mol－1；
P（s，白磷）===P（s，红磷） ΔH＝－17.6kJ·mol－1；
由此推知，其中最稳定的磷单质是__________。
解析：
砷为第四周期第ⅤA族元素。
Mc的中子数为288－115＝173。
将题给两个已知热化学方程式相减，可得P（s，红磷）===P（s，黑磷） ΔH＝－21.7kJ·mol－1，则各物质具有的能量：
白磷>红磷>黑磷，根据能量越低越稳定可知，最稳定的磷单质为黑磷。
答案：
第四周期第ⅤA族 173 黑磷
2．
（1）（2019·高考江苏卷）Cu2＋基态核外电子排布式为________________。
（2）（2018·高考全国卷Ⅰ）下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为________、________（填标号）。
A.
B.
C.
D.
（3）（2018·高考全国卷Ⅱ）基态Fe原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为________，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。
（4）（2018·高考全国卷Ⅲ）Zn原子核外电子排布式为________________。
（5）（2017·高考全国卷Ⅰ）基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是____________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________。
（6）（2017·高考全国卷Ⅱ）氮原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为________________________________________________________________________。
答案：
（1）[Ar]3d9（或1s22s22p63s23p63d9）
（2）D C
（3）
哑铃（纺锤）
（4）[Ar]3d104s2（或1s22s22p63s23p63d104s2）
（5）N 球形
（6）
3．（2018·高考全国卷Ⅰ）LiAlH4中，存在________（填标号）。
A．离子键 B．σ键
C．π键D．氢键
答案：
AB
4．（2017·高考全国卷Ⅱ）（N5）6（H3O）3（NH4）4Cl的局部结构如图所示，其中阴离子N
中的σ键总数为________个。
分子中的大π键可用符号П
表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数（如苯分子中的大π键可表示为П
），则N
中的大π键应表示为__________。
答案：
5 П
题组一 相关概念辨析
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
（1）同种元素可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类。
（ ）
（2）同一元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
（ ）
（3）离子化合物中一定含离子键，一定不含共价键。
（ ）
（4）共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。
（ ）
（5）熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物。
（ ）
（6）氢化物一定是共价化合物。
（ ）
（7）H2O的稳定性大于H2S，是因为H2O分子间存在氢键。
（ ）
（8）Na2O、NaOH、Na2S、Na2SO4加热熔化，克服相同类型的作用力。
（ ）
答案：
（1）√
（2）√ （3）× （4）√ （5）√ （6）× （7）× （8）√
2．随着科学技术的不断进步，研究物质的手段和途径越来越多，N
、H3、O4、C60等已被发现。
下列有关说法中，正确的是（ ）
A．N
中含有36个电子
B．O2与O4互为同分异构体
C．C60和12C、14C互为同位素
D．H2与H3互为同素异形体
解析：
选D。
每个氮原子有7个电子，则N
中的电子数为7×5－1＝34，A错误；O2与O4是氧元素形成的两种不同单质，互为同素异形体，B错误；同位素的研究对象是原子，核素是具有一定质子数和中子数的原子，C60是一种单质，C错误。
3．（双选）（原创题）下列叙述正确的是（ ）
A．[Ar]3d64s2是基态铁原子的电子排布式
B．铬原子的电子排布式是1s22s22p63s23p64s13d5
C．铜原子的价电子排布式是3d94s2
D．氮原子的电子排布图是
解析：
选AD。
B项，在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写；C项，d轨道应是全充满时稳定。
4.（2020·山东等级考模拟）某元素基态原子4s轨道上有1个电子，则该基态原子价电子排布不可能是（ ）
A.3p64s1B.4s1
C.3d54s1D.3d104s1
解析：
选A。
基态原子的核外电子排布应遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
A项为19K，核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1，主族元素的价电子是最外层电子，应为4s1；B项为19K的价电子排布式；C项为24Cr，副族元素的价电子是最外层电子与次外层的部分电子之和，核外电子排布式为[Ar]3d54s1，即价电子排布式为3d54s1，此为洪特规则的特例，3d轨道上的电子处于半充满状态，整个体系的能量最低；D项为29Cu，价电子排布式为3d104s1，3d轨道上的电子处于全充满状态，整个体系的能量最低。
5.（2020·鞍山高三检测）下列说法中正确的是（ ）
A.乙烷分子中，既有σ键，又有π键
B.Cl2和N2的共价键类型相同
C.由分子构成的物质中一定含有σ键
D.HCl分子中含一个s pσ键
解析：
选D。
A中，乙烷分子的结构式为
，只有σ键，无π键；B中，Cl2分子中有p pσ键，N2分子中除有p pσ键外，还有p pπ键；C中，某些单原子分子（如He、Ne等稀有气体）中不含化学键。
6.（2019·试题调研）碳、硅、铁、铜、铝、钛是重要的材料元素。
请回答下列有关问题：
（1）上述元素中属于主族元素的是 （填元素符号，下同），在元素周期表d区的元素是 。
（2）原子核外电子含有四个能层的元素是 ，基态原子的原子轨道中未成对电子数最多的是 。
（3）基态钛原子价层电子的电子排布图为____________________________________。
（4）基态铜原子的价电子排布式为3d104s1，由此可判断铜在元素周期表中位于第 周期 族。
解析：
（1）C、Si是第ⅣA族元素，Al是第ⅢA族元素；Cu、Ti属于副族元素，Fe是第Ⅷ族元素。
C、Si、Al为p区元素，Ti、Fe为d区元素，Cu为ds区元素。
（2）第四周期的Ti、Fe、Cu均有四个能层；基态Fe原子的价电子排布式为3d64s2，d轨道中含有4个未成对电子。
（3）钛位于第四周期ⅣB族，价电子排布式为3d24s2。
（4）由价电子排布式中的4s可推知Cu位于第四周期，由价电子排布式中的电子为11个可知Cu在元素周期表第11列，位于第ⅠB族。
答案：
（1）C、Si、Al Ti、Fe
（2）Ti、Fe、Cu Fe
（3）
（4）四 Ⅰ
题组二 电子式的书写
7.按要求书写电子式：
（1）H3O＋ ，C
________________________________________________，
O
，NH
_____________________________________________。
（2）HClO ，CCl4_______________________________________________，
NH3 ，CO2____________________________________________________，
CS2 ，COS____________________________________________________，
HCHO ，C2H4_________________________________________________，
（CN）2 ，（SCN）2_______________________________________________________，
COCl2 ，N2H4_______________________________________________________，
N2H
，—OH______________________________________，
OH－ 。
（3）Na3N ，Mg（OH）2________________________________________________，
Na2S ，NaH________________________________________________，
NH4H ，NaCN_____________________________________________，
NaSCN ，NaBH4__________________________________________。
答案：
（1）
书写电子式需要注意的5个问题
（1）首先要判断是离子化合物还是共价化合物，是阴离子，还是阳离子。
（2）不能漏写没有参与成键的电子对，如NH3的电子式不是
。
（3）不能错误合并离子，如Na2O2的电子式写成2Na＋[
]2－是错误的。
（4）不能混淆化学键的类别，如H2O2的电子式写成H＋[
]2－H＋是错误的。
（5）离子（或根）带电荷，基团不显电性。
题组三 物质类别与微粒间的相互作用
8．（双选）（2020·日照高三模拟）已知A为常见温室气体，B为淡黄色氧化物，C为常见液体，D为黄绿色气体单质，相互反应的关系如图所示，M的水溶液能杀菌消毒。
下列有关叙述不正确的是（ ）
A．A、D中均含有极性共价键
B．反应②有非极性共价键的破坏与生成
C．N溶于水断裂离子键
D．M的电子式为H
解析：
选AC。
A为常见温室气体，则A为CO2；B为淡黄色氧化物，则B为Na2O2；C为常见液体，则C为H2O；D为黄绿色气体单质，则D为Cl2；M的水溶液能杀菌消毒，则M为HClO。
推断出E为Na2CO3、F为O2、G为NaOH、M为HClO、N为HCl。
CO2中含有极性共价键，Cl2中含有非极性共价键，A错误；发生反应②时Na2O2中非极性共价键被破坏，生成的O2中也有非极性共价键，B正确；HCl中只有共价键，溶于水时断裂共价键，C错误；M为HClO，原子间以共价键相结合，电子式为
，D正确。
9．已知A、B、C、D四种物质均是由短周期元素组成的，它们之间有如图所示的转化关系，且A是一种含有18电子的微粒，C是一种含有10电子的微粒。
请完成下列各题：
（1）若A、D均是气态单质分子，写出A与B反应的化学方程式：
________________________________________________________________________。
（2）若B、D属同主族元素的单质分子，写出C的电子式：
________________，C分子内含有的化学键为________。
（3）若A、B均是含2个原子核的离子，其中B中含有10个电子，D中含有18个电子，则A、B之间发生反应的离子方程式为__________________________________________。
（4）若D是一种含有22电子的分子，则符合如图关系的A的物质有________（写物质的化学式，如果是有机物则写相应的结构简式）。
解析：
（1）18电子的气态单质分子为F2，即A为F2，则C为HF、B为H2O、D为O2，反应的化学方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2。
（2）B、D为同主族元素的单质，且A含有18个电子，C含有10个电子，则B为O2、A为H2S、C为H2O、D为S，反应的化学方程式为2H2S＋O2===2H2O＋2S。
（3）含2个原子核和18电子的离子为HS－，10电子的离子为OH－，反应的离子方程式为HS－＋OH－===S2－＋H2O。
（4）含有22电子的分子为CO2，则A为含18电子的含C、H或C、H、O的化合物，可能为CH3CH3或CH3OH。
答案：
（1）2F2＋2H2O===4HF＋O2
（2）H
H 极性共价键
（3）HS－＋OH－===S2－＋H2O
（4）CH3CH3、CH3OH
巧记10e－、18e－微粒
10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。
（1）以Ne为中心记忆10电子体
（2）以Ar为中心记忆18电子体
此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。
元素周期表 元素周期律
1．熟记元素周期表的结构
2．明确四个数量关系
（1）电子层数＝周期序数。
（2）质子数＝原子序数。
（3）最外层电子数＝主族序数。
（4）主族元素的最高正价＝主族序数（O、F除外），
最低负价＝主族序数－8。
3．利用区间定位推断元素
对于原子序数较大的元素，可采用区间定位确定元素。
元素周期表中各族序数的排列顺序由左到右依次为ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0，牢记各周期对应的0族元素的原子序数，可以快速确定周期数。
周期
一
二
三
四
五
六
七
起止
序数
1～2
3～10
11～18
19～36
37～54
55～86
87～118
4.“三看”比较微粒半径大小
（1）“一看”电子层数：
当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
例如：
r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）；
r（O2－）＜r（S2－）＜r（Se2－）＜r（Te2－）。
（2）“二看”核电荷数：
当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
例如：
r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）；
r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）。
（3）“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。
例如：
r（Cl－）＞r（Cl）；r（Fe2＋）＞r（Fe3＋）。
5．金属性、非金属性强弱的判断方法
6．元素第一电离能的递变性
（1）规律
同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势（注意第ⅡA族、第ⅤA族的特殊性）；同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小。
（2）特殊情况
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）和全充满（p6、d10、f14）的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如第一电离能：
Be>B；Mg>Al；N>O；P>S。
（3）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；反之越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。
7．元素电负性的递变性
（1）规律
同周期主族元素从左到右，电负性依次增大；同主族元素自上而下，电负性依次减小。
（2）应用
8．建立“位、构、性”关系模型
这类题目往往将元素化合物知识、物质结构理论、化学基本理论等知识串联起来，综合性较强，难度较大，解题的关键是正确推断元素，常用的主要依据如下：
（1）原子或离子结构示意图。
（2）元素主要化合价的特征关系。
（3）原子半径的递变规律。
（4）元素周期表中短周期的特殊结构。
例如：
①元素周期表中第一周期只有两种元素H和He，H元素所在的第ⅠA族左侧无元素分布；
②He为0族元素，0族元素为元素周期表的右侧边界，0族元素右侧没有元素分布。
利用这个关系可以确定元素所在的周期和族。
如已知X、Y、Z、W四种短周期元素的位置关系如图：
则可以推出X为He，再依次推知Y为F、Z为O、W为P。
（5）元素及其化合物的特性。
①形成化合物种类最多的元素或对应单质是自然界中硬度最大的物质的元素：
C。
②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。
③地壳中含量最多的元素或简单氢化物在通常情况下呈液态的元素：
O。
④地壳中含量最多的金属元素：
Al。
⑤最活泼的非金属元素或无正化合价的元素或无含氧酸的非金属元素或气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素：
F。
⑥最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素：
Cs。
⑦焰色试验呈黄色的元素：
Na。
焰色试验呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察）的元素：
K。
⑧单质密度最小的元素：
H。
单质密度最小的金属元素：
Li。
⑨常温下单质呈液态的非金属元素：
Br。
常温下单质呈液态的金属元素：
Hg。
⑩最高价氧化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：
Al。
⑪元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素：
N。
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素：
S。
⑫单质为常见的半导体材料：
Si、Ge。
⑬元素的气态氢化物和它的氧化物能在常温下反应生成该元素的单质的元素：
S。
⑭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。
1．（2019·高考全国卷Ⅰ）科学家合成出了一种新化合物（如图所示），其中W、X、Y、Z为同一短周期元素，Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半
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