人教版高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律 重难点突破导学案Word格式.docx

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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．①②

C．①②④D．①③⑤

【答案】A

【解析】含氧酸的氧化性不能作为判断元素非金属性强弱的依据；

最外层电子数越多，元素的非金属性不一定越强，如非金属性：

O>

Cl，但最外层电子数：

O<

Cl。

【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。

重难点2　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＋<

Mg2＋<

Al3＋<

O2－

B．S2－>

Cl－>

Na＋>

Al3＋

C．Na<

Mg<

Al<

S

D．Cs<

Rb<

K<

Na

【答案】B

【解析】A项中四种离子核外电子数相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，即Al3＋<

Na＋<

O2－，故A项错误；

C项中Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，故C项错误；

D项中Na、K、Rb、Cs最外层电子数相同，电子层数依次增多，半径依次增大，故D项错误；

而B项中因S2－、Cl－比Na＋、Al3＋多一个电子层，故S2－、Cl－半径比Na＋、Al3＋大，而S2－、Cl－和Na＋、Al3＋也分别适用“序小径大”的原则，则S2－>

Al3＋，故B项正确。

【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>

ZB．Y>

Z>

X

C．Z>

X>

YD．Z>

【解析】X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，且X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，所以，X元素的原子序数小于Y元素的原子序数，即Y>

X；

而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，所以，Z元素的原子序数大于Y元素的原子序数。

【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。

重难点3　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：

H。

（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、D4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________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

【答案】

（1）S　Cl　K　Ca　r（K）>

r（Ca）>

r（S）>

r（Cl）

（2）S2－

　Cl－

　K＋

Ca2＋

　r（S2－）>

r（Cl－）>

r（K＋）>

r（Ca2＋）

（3）H2SO4、HClO4、KOH、Ca（OH）2

酸性：

HClO4>

H2SO4，碱性：

Ca（OH）2

（4）HCl、H2S　HCl>

H2S　因非金属性氯元素强于硫元素

【解析】A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，所以A的核电荷数为2×

8＝16，A为硫元素。

D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半，所以D原子的核电荷数是（2＋8）×

2＝20，D为钙元素。

根据核电荷数依次增大，它们的离子电子层数相同且最外层电子数均为8可以判断出B为氯元素，C为钾元素。

【理解感悟】核外电子总数相等的微粒可以是分子，也可以是离子；

可以是单核微粒，也可以是多核微粒。

电子总数相同的微粒：

（1）核外有10个电子的微粒

分子：

Ne、HF、H2O、NH3、CH4

阳离子：

Na＋、Mg2＋、Al3＋、H3O＋、NH

阴离子：

N3－、O2－、F－、OH－、NH

。

（2）核外有18个电子的微粒

Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6等

Ca2＋、K＋

P3－、S2－、Cl－、HS－。

（3）核外电子总数及质子总数均相同的粒子

Na＋、NH

、H3O＋；

F－、OH－、NH

；

Cl－、HS－；

N2、CO等。

【典例6】　A、B、C、D都是短周期元素，原子半径D＞C＞A＞B，其中A、B处于同一周期，A、C处于同一主族。

C原子核内的质子数等于A、B原子核内的质子数之和，C原子最外层电子数是D原子最外层电子数的4倍。

试回答下列问题：

（1）这四种元素分别是A________，B______，C________，D________。

（2）这四种元素中能形成的气态氢化物的稳定性由大到小的顺序是________。

（3）A与B形成的三原子分子的化学式是______________________________________，

B与D形成的原子个数之比为1∶1的化合物的化学式是______________。

（4）A元素的某氧化物与D元素的某氧化物反应生成单质的化学方程式是________。

（1）碳　氧　硅　钠　

（2）H2O＞CH4＞SiH4

（3）CO2　Na2O2　（4）2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2

【解析】A、B处于同一周期且r（A）＞r（B），故A的原子序数比B的小；

A、C同主族且r（C）＞r（A），故C在A的下一周期，又r（D）＞r（C），故D与C同周期且原子序数D比C小。

根据C原子最外层电子数是D原子最外层电子数的4倍可知，C为第三周期ⅣA族的硅，D为第三周期ⅠA族的钠，则A为碳，又C原子核内的质子数等于A、B原子核内的质子数之和，推知B为氧。

【理解感悟】解元素推断题的方法：

解答元素推断题，必须抓住原子结构和元素的有关性质，掌握元素周期表中的主要规律，熟悉某些元素（短周期或前20号元素）的性质、存在形式和用途及其他们的特殊性，用分析推理法确定未知元素在周期表中的位置。

重难点4　两种推测元素在周期表中位置的重要方法

学习元素周期表之后，我们掌握了一种研究物质的重要思想，即“结构决定位置，结构决定性质”。

如果我们能够确定未知元素在周期表中的位置，就可以确定它的结构和性质。

下面介绍两种重要的推测元素在周期表中位置的方法。

1．由原子序数推测周期数和族序数

对于长周期的元素，用原子序数减去比它小且临近的稀有气体的原子序数，即为该元素所在的纵列数（如果得到的数值大于18，再减去14即为该元素所在的纵列数）。

由纵列数与族数的对应关系可推出族数；

被减的那个稀有气体所在的周期数加上1，即为该元素所在的周期数。

【典例7】　2001年美国科学家宣布他们发现了核电荷数为116的元素，试推断该元素在元素周期表中的位置____________，若已知该元素原子核内有155个中子，则其质量数为________。

【答案】第七周期第ⅥA族　271

【解析】每周期最多容纳的元素数是2、8、8、18、18、32……，数字相加即零族元素的原子序数，例如氦为2号，氖为2＋8＝10号，氩为2＋8＋8＝18号……，由此可知氡为86号，116－86＝30，该周期最多容纳32种元素，因此116号元素位于第七周期第ⅥA族。

[特例]　如果是114号到117号元素（都是新发现的元素），它们都位于第七周期，其原子序数的个位数即为它的主族数，118号元素是0族元素。

2．推测相邻元素的原子序数

（1）同一周期，根据是否存在副族元素，ⅡA、ⅢA族元素原子序数差可能为1、11、25。

（2）同一主族，相邻元素原子序数差可能为2、8、18、32。

具体规律是在ⅠA、ⅡA族，同主族相邻元素原子序数差等于原子序数小的元素所在周期的元素种数。

其他族（包含过渡元素和ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族元素），同族相邻元素原子序数差等于原子序数大的元素所在周期的元素种数。

【典例8】　甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是（　　）

A．x＋2B．x＋4C．x＋8D．x＋18

【典例9】　已知某元素X与35号元素位于同一主族，且位于35号元素的下一个周期。

下列关于X元素的说法正确的是（　　）

A．X元素的原子序数是52

B．X元素形成的气态氢化物比35号元素形成的气态氢化物稳定

C．X元素的气态氢化物溶于水，比35号元素的气态氢化物溶于水酸性强

D．X元素与铁在一定条件下反应可生成FeX3

【答案】C

【解析】首先判断X元素在周期表中的位置：

35＋18＝53，说明35号元素是第ⅦA族元素；

18号元素位于第三周期，所以35号元素的周期数是3＋1＝4。

综合以上推断可知，35号元素是第四周期第ⅦA族的元素，也就是溴元素。

它下一周期的同族元素是碘。

第ⅦA族相邻元素原子序数差等于原子序数大的元素所在周期的元素种数。

因为碘元素位于第五周期，该周期元素种数为18个，因此溴元素与碘元素的原子序数差为18，所以碘元素的原子序数等于35＋18＝53，故选项A错误。

根据同族元素性质的递变规律，可知选项B错误，选项C正确。

碘元素与铁反应只能生成FeI2，故选项D错误。

重难点5　图解化学键类型与物质类别之间的关系

1．化学键类型与物质类别间的关系图

【典例10】　下列关于化学键的说法中，正确的是（　　）

A．构成单质分子的微粒一定含有共价键

B．由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物

C．非极性键只存在于双原子单质分子里

D．不同元素组成的多原子分子里的化学键一定是极性键

【解析】稀有气体单质分子中不存在化学键；

由非金属元素组成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等不是共价化合物；

非极性键存在于多原子分子中或离子化合物中，如H2O2、Na2O2等；

不同元素组成的多原子分子里的化学键也可能存在非极性键，如H2O2。

2．化学键类型与物质类别关系的判定规律

（1）含有离子键的物质一定是离子化合物，因为离子化合物是由不同元素形成的离子结合而成的。

（2）第ⅠA、第ⅡA族的金属元素的单质与第ⅥA、第ⅦA族的非金属元素的单质发生反应时，一般通过离子键结合而形成离子化合物。

（3）金属阳离子与某些原子团（如NO

、CO

、SO

、OH－等）之间，通过离子键而形成离子化合物。

（4）多种非金属元素之间可能形成离子键，常见的是铵盐，如NH4Cl、（NH4）2S等。

（5）离子化合物中可能含有共价键（极性或非极性共价键），如NaOH、Na2O2。

（6）只含极性共价键的物质一定是共价化合物，如HCl、H2SO4、H2O等。

（7）只含非极性共价键的物质一定是非金属单质，如N2、H2、Cl2等。

（8）共价化合物中一定不含有离子键，可能含有非极性共价键，如H

C⋮⋮C

H等。

【典例11】　在H、Na、O、Cl四种元素中，由两种元素组成的离子化合物有________；

由两种元素组成的共价化合物有________（不要求写氯的氧化物）。

【答案】NaH、Na2O、Na2O2、NaCl　H2O、H2O2、HCl

【解析】离子化合物由阴、阳离子构成。

一般情况下，典型金属单质与典型非金属单质相互作用，通过电子得失可形成阴、阳离子。

共价化合物是由不同非金属元素的原子通过共用电子对形成的。

【理解感悟】稀有气体单质中不存在化学键；

多原子单质分子中存在共价键；

非金属化合物分子中存在共价键（包括酸）；

离子化合物中一定存在离子键，可能有共价键的存在（Na2O2、NaOH、NH4Cl）；

共价化合物中不存在离子键；

离子化合物可由非金属元素构成，如：

NH4NO3、NH4Cl等。

重难点6　慧眼巧辨离子化合物与共价化合物

1．离子化合物

只要含有离子键，该化合物就可以称之为“离子化合物”。

例如：

大部分盐（包括所有铵盐）、强碱、大部分金属氧化物、金属氢化物。

常见的能形成离子键的原子或原子团为

（1）由活泼金属元素与非金属元素化合，例如：

CaCl2、NaOH、NaH等。

（2）由金属离子（或NH

）与酸根离子形成，例如：

Na2CO3、NH4Cl、KNO3、BaSO4等。

2．共价化合物

只含有共价键的化合物才可以称之为“共价化合物”。

非金属氧化物、酸、弱碱、少部分盐、非金属氢化物等。

常见的形成共价键的原子或原子团为

（1）由非金属原子间形成单质或化合物时形成共价键，例如：

Cl2、CCl4、H2O、HF等。

（2）常见的原子团内含有共价键，例如：

CO

、NO

、NH

、OH－、O

等。

【典例12】　X、Y、Z为短周期元素，X原子最外层只有一个电子，Y原子的最外层电子数比内层电子总数少4，Z的最外层电子数是内层电子总数的3倍。

有关下列叙述正确的是（　　）

A．X肯定为碱金属元素

B．Y、Z两元素形成的化合物熔点较低

C．X、Y两元素形成的化合物不可能为离子化合物

D．稳定性：

Y的氢化物>

Z的氢化物

【解析】X原子最外层只有一个电子，X为氢、锂、钠中的一种；

Y为硫，Z为氧。

X与Y两元素可以形成离子化合物Na2S；

Y、Z两元素形成共价化合物熔点较低；

稳定性：

H2O>

H2S。

3．特例

（1）金属元素与活泼的非金属元素形成的化合物不一定都是以离子键结合的，如AlCl3则是通过共价键结合的。

（2）非金属元素之间也可形成离子化合物，如铵盐（NH4Cl、NH4NO3等）都是离子化合物。

（3）构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些单原子分子中不存在化学键。

4．离子化合物和共价化合物的判断方法

（1）根据构成化合物的微粒间是以离子键还是以共价键结合判断。

一般说来，活泼的金属原子和活泼的非金属原子间形成的是离子键，同种或不同种非金属原子间形成的大多是共价键。

（2）根据化合物的类型来判断。

大多数碱性氧化物、强碱和盐等都属于离子化合物；

非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸等都属于共价化合物。

（3）根据化合物的性质来判断。

熔点、沸点较低的化合物（SiO2、SiC等除外）是共价化合物。

熔化后不能发生电离的化合物是共价化合物，熔融状态下能导电的化合物是离子化合物。

因此，在离子化合物中一定含有离子键，但也可能含有共价键，共价化合物中一定不存在离子键，肯定存在共价键。

【典例13】　现有①BaCl2、②金刚石、③KOH、④Na2SO4、⑤干冰、⑥碘片六种物质，按下列要求回答：

（1）熔化时不需要破坏化学键的是________（填写物质的序号，下同），熔化时需要破坏共价键的是________。

（2）属于离子化合物的是______________，只有离子键的物质是________。

（3）①的电子式是________，⑤的电子式是________。

（1）⑤⑥　②　

（2）①③④　①

【解析】

（1）①③④属于离子化合物，熔化时要破坏其中的离子键；

②中含有共价键，熔化时破坏其中的共价键；

⑤和⑥中含有共价键，但是熔化后仍然是原物质，其中的共价键不被破坏。

（2）①③④属于离子化合物，均含有离子键，另外③和④中还含有共价键。

（3）书写物质的电子式，首先要判断物质（或含有的化学键）的类型，其中①是离子化合物，⑤是共价化合物。