版高中化学第1章原子结构与元素周期律章末重难点专题突破学案鲁科版必修2Word文档下载推荐.docx

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（2）原子失去电子变为阳离子时，原子核不变，电子层数改变，最外层电子数改变，原子带正电荷；

原子得到电子变为阴离子时，原子核不变，电子层数不变，最外层电子数改变，原子带负电荷。

3．元素的性质与原子结构的关系

（1）元素金属性、非金属性与原子结构的关系

金属元素：

最外层电子数一般少于4个，易失电子，显金属性。

非金属元素：

最外层电子数一般大于或等于4个，易得电子，显非金属性。

稀有气体元素：

原子最外层电子数为8个（其中氦为2个），性质稳定，不易起反应。

（2）元素的化合价与原子结构的关系

元素化合价的正负及数值与原子的电子层结构特别是原子的最外层电子数具有密切的关系。

例如，稀有气体原子核外电子排布已达稳定结构，既不易得电子也不易失电子，所以稀有气体元素的常见化合价为零；

钠原子的最外层电子数为1，容易失去这个电子达到8e－稳定结构，因此钠元素在化合物中通常显＋1价；

氯原子最外层有7个电子，容易得到1个电子达到8e－稳定结构，因此氯元素在化合物中通常显－1价；

碳原子的最外层电子数为4，它的化合价通常有＋4和－4价等。

【例1】　核电荷数为1～18的元素中，下列叙述正确的是（　　）

A．最外层只有3个电子的元素一定是金属元素

B．核电荷数是7的元素原子容易获得1个电子

C．原子核外各层电子数相等的元素一定是金属元素

D．最外层只有4个电子的元素一定是金属元素

【例2】　有V、W、X、Y、Z五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20，其中：

X和Z是金属元素；

V和Z元素原子的最外层电子都只有一个；

W和Y元素原子的最外层电子数相同，且W元素原子L层电子数是K层电子数的3倍；

X元素原子的最外层电子数是Y元素原子最外层电子数的一半。

（1）由此可知：

V是________，W是___________________________________________，

X是________，Y是________，Z是________（填元素符号）。

（2）W原子结构示意图为________，Y和Z形成的化合物的化学式是____________。

（3）由这些元素组成的一种结晶水合物的化学式为________________，俗称________。

二、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）从元素原子的结构判断

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。

【例3】　研究表明26Al可以衰变为26Mg，可以比较这两种元素金属性强弱的方法是________。

a．比较这两种元素的单质的硬度和熔点

b．在氯化铝和氯化镁的溶液中分别滴加过量的NaOH溶液

c．将打磨过的镁带和铝片分别和热水作用，并滴入酚酞溶液

d．将空气中久置的这两种元素的单质分别和热水作用

2．非金属性强弱的判断方法

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。

（3）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。

【例4】　下列有关叙述：

①非金属单质M能从N的化合物中置换出非金属单质N；

②M原子比N原子容易得到电子；

③单质M跟H2反应比N跟H2反应容易得多；

④气态氢化物水溶液的酸性HmM>

HnN；

⑤氧化物对应水化物的酸性HmMOx>

HnNOy；

⑥熔点M>

N，能说明M比N的非金属性强的是（　　）

A．①②③B．②⑤

C．①②③④⑤D．全部

【例5】　不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱的依据是（　　）

A．单质氧化性的强弱

B．单质沸点的高低

C．单质与氢气化合的难易

D．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱

三、胸怀周期表　放眼周期律

元素周期表能使无机化学有序可循，根据周期表可以推测各种元素的原子结构以及元素化合物的性质，是学习元素化合物的理论基础。

由于该部分知识内容丰富，规律性强，因此命题的空间极为广阔。

要快速准确地解答这类题目，只有熟悉元素周期表的结构，理解元素周期律的特点，才能灵活运用。

1．周期表要了然于胸

（1）能熟练地画出周期表的结构

周期表的结构具有一定的对称性。

元素周期表共18个纵行16个族（第18纵行为0族，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族），第Ⅷ族左边是Ⅰ～Ⅶ，右边也是Ⅰ～Ⅶ，但要分清是主族还是副族；

副族都是过渡元素，副族在表的中间，主族ⅠA、ⅡA和ⅢA～ⅦA分列两边，0族在最后。

在此基础上，要能画出周期表的结构，并能将前20号和主族元素的名称、符号填在表中；

找出金属与非金属的分界线；

标出周期和族序数；

画出镧系、锕系（各15种元素）的位置；

标出各周期元素的种类[2、8、8、18、18、32、32（填满时）]；

记住稀有气体元素的原子序数（2、10、18、36、54、86、118）。

（2）掌握原子序数之间的关系

①同主族内相邻周期元素原子序数的关系

元素周期表中，处于ⅠA族、ⅡA族的元素，未经过过渡元素，下一周期元素原子序数等于同主族上一周期元素的原子序数与上一周期元素种类之和。

如K原子序数等于Na原子序数与第3周期元素种类之和；

而处于ⅢA族以后的元素，经过了过渡元素，原子序数等于本周期元素的种类与同主族上一周期元素的原子序数之和。

②形和⊥形关系数字

在短周期中，直接相邻的⊥形和⊥形四种元素的原子序数关系如下图：

如果涉及长周期，则上下原子序数可以变为Z－18、Z＋18或Z＋32。

③能熟练作出以下推断：

以0族元素的原子序数2、10、18、36、54、86、118为基数，找到任意原子序数元素在周期表中的位置。

如第6周期ⅡA族元素的原子序数可由第5周期的Xe（54）后推得到；

再如115号元素在周期表中的位置可由118号前推即可得到。

④将第7周期的序号填满，所填元素所在的主族数正好等于原子序数的个位数（118号元素除外）。

【例6】　甲～庚等元素在周期表中的相对位置如下表，己的最高价氧化物对应水化物有强脱水性，甲和丁在同一周期，甲原子最外层与最内层具有相同电子数。

下列判断正确的是（　　）

A．丙与戊的原子序数相差25

B．气态氢化物的稳定性：

庚<

己<

戊

C．常温下，甲和乙的单质均能与水剧烈反应

D．丁的最高价氧化物可用于制造光导纤维

2．周期律要多层次理解

（1）性质递变规律

①同一周期，从左到右金属性减弱，非金属性增强；

同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱。

金属性最强的元素是位于左下角的铯，非金属性最强的元素是位于右上角的氟（稀有气体除外）。

②金属性越强，单质越容易跟水或酸反应置换出氢，对应的最高价氧化物对应的水化物碱性越强；

非金属性越强，跟氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，对应的最高价氧化物对应的水化物酸性越强。

（2）“定性”判断规律

设主族元素族序数为a，周期数为b，则：

①当<

1时，为金属元素，且比值越小，元素的金属性越强。

②当＝1时，为两性元素（H除外），其最高价氧化物为两性氧化物，最高价氧化物对应的水化物为两性氢氧化物。

③当>

1时，为非金属元素，且比值越大，元素的非金属性越强。

（3）“阴上阳下，径小序大”规律

与稀有气体元素同周期的阴离子及下周期元素的阳离子，若二者具有相同的电子层结构，原子序数大者，粒子的半径小。

例如：

r（Ca2＋）<

r（K＋）<

r（Cl－）<

r（S2－）。

（4）序差“左上右下”规律

元素周期表中上下相邻两元素的原子序数之差，取决于它们所在周期表中的位置，如果它们位于元素周期表ⅢB族元素之左（或右），它们的原子序数之差就是上（或下）面的元素所在周期的元素个数。

（5）“序位互定”规律

若n为奇数，则第n周期最多容纳的元素种数为；

若n为偶数，则第n周期最多容纳的元素种数为。

应用这一规律，不仅可求出任一周期所含元素种数（第7周期未排满除外），进而还可进行“序位互定”。

（6）化合价规律

①同周期元素主要化合价：

最高正价由＋1→＋7递增，最低负价由－4→－1递增。

②关系式：

最高正化合价＋|最低负化合价|＝8；

最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数＝主族价电子数（O、F除外）。

最高正化合价＋最低负化合价＝0,2,4,6，依次是ⅣA～ⅦA族元素。

③主族元素的原子序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。

口诀为“奇序奇族奇价，偶序偶族偶价”。

（7）“分界线”规律

位于金属元素与非金属元素之间的分界线，右上方的元素为非金属元素，在此可以找到制造农药的元素（Cl、P等），左下角的元素为金属元素，靠近分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；

能与酸和碱反应（Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（Si、Ge等）。

（8）“对角线”规律

对角线规律包括以下两点内容：

①沿表中金属元素与非金属元素分界线方向（左上角与右下角）对角相邻的两主族元素（都是金属元素或非金属元素）性质（金属性或非金属性）相近。

②元素周期表中左上右下（左上角与右下角）相邻的两金属元素的离子半径相近。

【例7】　a、b、c、d为短周期元素，a的原子中只有1个电子，b2－和c＋离子的电子层结构相同，d与b同族。

下列叙述错误的是（　　）

A．a与其他三种元素形成的二元化合物中其化合价均为＋1

B．b与其他三种元素均可形成至少两种二元化合物

C．c的原子半径是这些元素中最大的

D．d与a形成的化合物的溶液呈弱酸性

四、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（H除外）

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