专题九 考点一 物质结构 元素周期律 讲义 届高三化学二轮复习.docx
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专题九考点一物质结构元素周期律讲义届高三化学二轮复习
专题九 物质结构基础
课
程
标
准
解
读
1.能画出1～20号元素的原子结构示意图，能用原子结构解释元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。
2.能结合能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则书写1～36号元素基态原子的核外电子排布式和轨道表示式，并说明含义。
3.能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。
能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
能结合有关资料说明元素周期表对合成新物质、寻找新材料的指导作用。
4.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。
能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性。
5.能说出不同形式的微粒间作用（离子键、共价键、配位键和分子间作用力等）的类型、特征和实质；能比较不同类型的微粒间作用的联系与区别；能说明典型物质的成键类型；能利用相关理论解释简单的共价分子的空间结构。
6.能利用电负性判断共价键的极性，能从共价分子的结构特点说明简单分子的某些性质；能运用离子键、配位键、金属键等模型，解释离子化合物、配合物、金属等物质的某些特征性质；能说明分子间作用力（含氢键）对物质熔点、沸点等性质的影响，能列举含有氢键的物质及其性质特点。
7.能根据给定的信息分析常见简单分子的空间结构，能判断有机化合物分子是否具有手性，能根据分子结构特点和键的极性来判断分子的极性，并据此对分子的一些典型性质和应用做出解释。
8.能说出晶体与非晶体的区别；能结合实例描述晶体中微粒排列的周期性规律；能说明分子晶体、共价晶体、离子晶体、金属晶体的区别，能结合实例说明晶体中的微粒及其微粒间的相互作用。
9.能说明原子光谱、分子光谱、X－射线衍射等实验手段在物质结构研究中的作用。
10.能举例说明物质在原子、分子、超分子、聚集态等不同尺度上的结构特点对物质性质的影响，能举例说明结构研究对于发现、制备新物质的作用。
考点一 物质结构 元素周期律
1．（2020·新高考山东卷）短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。
下列说法正确的是（ ）
A．第一电离能：
W>X>Y>Z
B．简单离子的还原性：
Y>X>W
C．简单离子的半径：
W>X>Y>Z
D．氢化物水溶液的酸性：
Y>W
解析：
选C。
根据Z与X可形成淡黄色化合物Z2X2，即该化合物为Na2O2，结合原子序数关系可知，X为O元素，Z为Na元素；基态O原子核外有8个电子，是最高能级2p上排布的电子数的2倍；由原子序数关系可知，Y为F元素，则与其同主族的W为Cl元素。
根据第一电离能递变规律可知，其相对大小顺序为F>O>Cl>Na，A项错误；根据非金属性：
F>O>Cl可知，简单离子的还原性：
Cl－>O2－>F－，B项错误；根据离子半径的变化规律可知，简单离子半径：
Cl－>O2－>F－>Na＋，C项正确；氢化物水溶液的酸性：
HF2．（2020·新高考天津卷）短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。
用表中信息判断下列说法正确的是（ ）
元素
最高价氧化物的水化物
X
Y
Z
W
分子式
H3ZO4
0.1mol·L－1溶液
对应的pH（25℃）
1.00
13.00
1.57
0.70
A．元素电负性：
ZB．简单离子半径：
WC．元素第一电离能：
ZD．简单氢化物的沸点：
X解析：
选A。
从Z的最高价氧化物的水化物的化学式和W的最高价氧化物的水化物的0.1mol·L－1溶液的pH可知，Z、W是磷、硫元素，结合X、Y的最高价氧化物的水化物的0.1mol·L－1溶液的pH可知，X、Y是氮、钠元素。
电负性：
PS2－>Na＋，B项错误；磷的3p轨道为半充满稳定状态，其第一电离能大于硫，C项错误；NH3分子间存在氢键，导致其沸点高于PH3，D项错误。
3．（2020·高考全国卷Ⅰ）1934年约里奥居里夫妇在核反应中用α粒子（即氦核
He）轰击金属原子
X，得到核素
，开创了人造放射性核素的先河：
X＋
He―→
＋
n
其中元素X、Y的最外层电子数之和为8。
下列叙述正确的是（ ）
A．
X的相对原子质量为26
B．X、Y均可形成三氯化物
C．X的原子半径小于Y的
D．Y仅有一种含氧酸
解析：
选B。
由
X＋
He―→
Y＋
n可得W＋4＝30＋1，则W＝27，设X的最外层电子数为x，结合题给信息可知，x＋x＋2＝8，解得x＝3，又X为金属原子，可得Z＝13，则X为Al，Y为P。
Al的相对原子质量为27，A项错误；X（Al）、Y（P）均可形成三氯化物，分别为AlCl3、PCl3，B项正确；根据同一周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小知，X（Al）的原子半径大于Y（P）的，C项错误；Y（P）有多种含氧酸，如H3PO3和H3PO4等，D项错误。
4．（2020·高考全国卷Ⅱ）钙钛矿（CaTiO3）型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料。
（1）基态Ti原子的核外电子排布式为_________________________。
（2）CaTiO3组成元素的电负性大小顺序是______________________。
解析：
（1）Ti是22号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2。
（2）O为非金属元素，其电负性在三种元素中最大，Ca和Ti同为第四周期元素，金属性Ca大于Ti，故电负性大小顺序为O>Ti>Ca。
答案：
（1）1s22s22p63s23p63d24s2
（2）O>Ti>Ca
1．原子结构及核外电子排布
（1）原子中微粒间数量关系
原子：
核电荷数＝质子数＝核外电子数＝原子序数
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）s、p原子轨道
原子轨道
电子云轮廓图
轨道个数
s
球形
1
p
哑铃形
3（px、py、pz）
（3）基态原子的核外电子排布
①排布规律
核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里。
②遵循原则
能量最低原理
在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低
泡利原理（也称泡
利不相容原理）
在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反
洪特规则
基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行
③表示方法
表示方法
举例
原子结构示意图
P：
电子排布式
Cr：
1s22s22p63s23p63d54s1
简化表示式
Cu：
[Ar]3d104s1
价层电子排布式
Fe：
3d64s2
轨道表示式（或电子排布图）
O：
2.元素周期表和元素周期律
（1）主族元素的价层电子排布式
族序数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
价层电子排布式
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
（2）过渡元素的价层电子排布式（第四周期）
过渡元素
21Sc
22Ti
23V
24Cr
25Mn
族序数
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
价层电子排布式
3d14s2
3d24s2
3d34s2
3d54s1
3d54s2
过渡元素
26Fe
27Co
28Ni
29Cu
30Zn
族序数
Ⅷ
Ⅷ
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
价层电子排布式
3d64s2
3d74s2
3d84s2
3d104s1
3d104s2
（3）主族元素性质的递变规律
同周期（左→右）
同主族（上→下）
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
化合价
最高正化合价由＋1→＋7（O、F除外），最低负化合价＝－（8－主族序数）
相同，最高正化合价＝主族序数（O、F除外）
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
第一电离能
总体上呈增大的趋势，但ⅡA、ⅤA族元素反常
逐渐减小
非金属性（或电负性）
逐渐增强
逐渐减弱
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物的
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
（4）元素金属性、非金属性强弱的比较方法
金属性
比较
本质
原子越易失电子，金属性越强
判断
依据
①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物的水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y的金属性比X的强
非金属
性比较
本质
原子越易得电子，非金属性越强
判断
依据
①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性越强
④An－＋B―→Bm－＋A，则B的非金属性比A的强
3.电离能和电负性的重要应用
（1）电离能的重要应用
①根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布，如Li：
I1≪I2②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：
I1≪I2③判断元素的金属性、非金属性强弱，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
（2）电负性的重要应用
①判断金属性或非金属性的相对强弱
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性；
②判断元素的化合价
电负性数值小的元素在化合物中吸引键合电子的能力弱，元素的化合价为正值，反之为负值。
如O与Cl的电负性比较：
HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl。
题组一 原子结构、同位素
1．（2020·浙江7月选考）下列说法正确的是（ ）
A．35Cl和37Cl是两种不同的元素
B．单晶硅和石英互为同素异形体
C．HCOOH和HOCH2CHO互为同系物
D．H与Na在元素周期表中处于同一主族
解析：
选D。
35Cl和37Cl是氯元素的两种不同核素，A项错误；单晶硅为Si，石英为SiO2，二者不互为同素异形体，B项错误；HCOOH为一元羧酸，HOCH2CHO为羟基醛，二者结构不相似，不互为同系物，C项错误；H和Na都处于ⅠA族，D项正确。
2．下列叙述正确的是（ ）
A．24g镁与27g铝中，含有相同的质子数
B．同等质量的氧气和臭氧中，电子数相同
C．1mol重水与1mol水中，中子数比为2∶1
D．1mol乙烷与1mol乙烯中，化学键数相同
解析：
选B。
24g镁、27g铝的物质的量均为1mol，1个镁原子和1个铝原子所含的质子数分别为12、13，故24g镁与27g铝中含有的质子数分别为12mol和13mol，A项错误；同等质量的氧气和臭氧中所含氧原子数相等，故电子数相同，B项正确；1个重水分子含有10个中子，1个水分子含有8个中子，1mol重水与1mol水中含有的中子数之比为10∶8（5∶4），C项错误；1个乙烷分子中含有7个共用电子对，而1个乙烯分子中含有6个共用电子对，故1mol乙烷与1mol乙烯中，含有的化学键数之比为7∶6，D
项错误。
元素、核素、同位素、同素异形体之间的联系
注意：
同位素、同素异形体、同分异构体所描述的对象分别是原子、单质、化合物。
题组二 原子结构和元素性质
3．
（1）（2019·高考全国卷Ⅱ）Fe成为阳离子时首先失去________轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为________。
（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．
解析：
（1）Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2＋、Fe3＋的价层电子排布式分别是3d6、3d5，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3＋时首先失去6s轨道上的电子，然后失去1个4f轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。
（2）根据能级能量E（1s）答案：
（1）4s 4f5
（2）D C
4．
（1）（2019·高考全国卷Ⅲ）在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是________，该元素基态原子核外M层电子的自旋________（填“平行”或“相反”）。
（2）（2018·高考全国卷Ⅱ）基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。
解析：
（1）由元素周期表中的“对角线规则”可知，与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg；Mg为12号元素，M层只有2个电子，排布在3s轨道上，故M层的2个电子自旋相反。
（2）基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，电子占据最高能级为3p，p能级的电子云轮廓图为哑铃形。
答案：
（1）Mg 相反
（2）哑铃
5．
（1）（2019·高考全国卷Ⅰ）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________（填标号）。
（2）（2019·高考全国卷Ⅲ）NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________。
（3）（2018·高考全国卷Ⅲ）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。
第一电离能I1（Zn）_________________I1（Cu）（填“大于”或“小于”）。
原因是_______________________________________。
解析：
（1）由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。
A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s，3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量A>C、A>D，选A。
（2）同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大，故O的电负性大于N，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故N的电负性大于P，又H的电负性小于O，因此NH4H2PO4中电负性最高的元素是O。
（3）Cu原子的价层电子排布式为3d104s1，4s能级处于半充满状态，而Zn原子的4s能级处于全充满状态，Zn原子更不易失去1个电子，所以Zn原子的第一电离能较大。
答案：
（1）A
（2）O （3）大于 Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
题组三 元素“位、构、性”关系的相互推断
6．（2020·高考全国卷Ⅱ）一种由短周期主族元素组成的化合物（如图所示），具有良好的储氢性能，其中元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大、且总和为24。
下列有关叙述错误的是（ ）
A．该化合物中，W、X、Y之间均为共价键
B．Z的单质既能与水反应，也可与甲醇反应
C．Y的最高化合价氧化物的水化物为强酸
D．X的氟化物XF3中原子均为8电子稳定结构
解析：
选D。
由题意，4种短周期元素中，Z的原子序数最大，且能形成Z＋，则Z为Na元素，W的原子序数最小，且形成一个化学键，则W为H元素，再由4种元素的原子序数之和为24，可知X与Y的原子序数之和为12，结合题给化合物中X与Y的成键数，可知X为B元素，Y为N元素。
从该化合物的成键情况可确定H、B、N之间均为共价键，A项正确；Na为活泼金属，既能与水反应，又能与CH3OH发生置换反应生成H2，B项正确；氮元素的最高价氧化物的水化物为HNO3，是典型的强酸，C项正确；BF3中B原子不满足8电子稳定结构，D项错误。
7．（2020·高考全国卷Ⅲ）W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。
下列叙述正确的是（ ）
A．非金属性：
W>X>Y>Z
B．原子半径：
Z>Y>X>W
C．元素X的含氧酸均为强酸
D．Y的氧化物水化物为强碱
解析：
选D。
化合物XW3与WZ相遇会产生白烟，结合W、X、Y、Z的原子序数依次增大，又因四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z，可知W、X、Y、Z分别为H、N、Na、Cl，XW3为NH3，WZ为HCl。
非金属性：
Cl＞N＞H＞Na，A项错误；同周期主族元素满足序大径小的规律，原子半径：
Na＞Cl＞N＞H，B项错误；N可以形成HNO2、HNO3，其中HNO2为弱酸，C项错误；Na的氧化物的水化物为NaOH，NaOH属于强碱，D项正确。
8．（2020·山东六地市联考）前四周期元素X、Y、Z、W、T的原子序数依次增大，Y、Z、W位于同一周期，X的最简单氢化物分子的空间结构为正四面体形，Y在同周期中电负性最小，二元化合物E中元素Y和W的质量比为23∶16；同周期元素简单离子中，元素Z形成的离子半径最小；元素T的价层电子排布式为3d104s1。
下列说法正确的是（ ）
A．原子半径：
YB．最高价氧化物的水化物的酸性：
W＞Z＞X
C．W和T的单质混合加热可得化合物T2W
D．W的单质在足量的氧气中燃烧，所得产物溶于水可得强酸
解析：
选C。
X的最简单氢化物分子的空间结构为正四面体形，该氢化物为甲烷，即X为C；Y、Z、W位于同一周期，原子序数依次增大，即Y、Z、W位于第三周期，Y的电负性最小，则Y为Na；二元化合物E中元素Y和W的质量比为23∶16，则该二元化合物为Na2S，即W为S；同周期元素简单离子中，元素Z形成的离子半径最小，即Z为Al；元素T的价层电子排布式为3d104s1，则元素T为Cu。
同周期从左到右，主族元素的原子半径逐渐减小，故原子半径大小顺序是Na>Al>S，A项错误；X、Z、W三种元素最高价氧化物的水化物分别是H2CO3、Al（OH）3、H2SO4，硫酸酸性最强，氢氧化铝为两性氢氧化物，因此酸性强弱顺序是H2SO4>H2CO3>Al（OH）3，B项错误；S与Cu在加热条件下发生反应，因为S的氧化性较弱，因此只能将Cu氧化成＋1价，得到的产物是Cu2S，化学方程式为2Cu＋S
Cu2S，C项正确；S在足量的氧气中燃烧生成SO2，SO2溶于水后生成H2SO3，H2SO3为弱酸，D项错误。
1．明确核外电子排布特点凸显的元素
（1）原子核内无中子的原子是氢（H）。
若a－的电子层结构与氦相同，则a是氢（H）。
（2）X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则X是碳（C）。
（3）短周期主族元素原子中原子半径最大的是钠（Na）。
（4）短周期主族元素中，最高正价为最低负价绝对值的3倍的元素是硫（S）。
（5）短周期主族元素中，最外层电子数是次外层2倍的元素是碳（C）、3倍的元素是氧（O）。
（6）短周期主族元素中，内层电子数是最外层电子数2倍的元素是锂（Li）或磷（P）。
（7）短周期主族元素中，电子层数和最外层电子数相同的金属元素是铝（Al）。
（8）第四周期过渡元素中，Cr、Cu的价层电子排布式分别为3d54s1、3d104s1。
2．熟知粒子半径大小的比较方法
原子
半径
（1）电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小，如r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）；
（2）最外层电子数相同时，随电子层数递增，原子半径增大，如r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）
离子
半径
（1）同种元素的离子半径：
阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子，如r（Cl－）＞r（Cl），r（Fe）＞r（Fe2＋）＞r（Fe3＋）；
（2）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，如r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）；
（3）带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大，如r（Li＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Rb＋）＜r（Cs＋），r（O2－）＜r（S2－）＜r（Se2－）＜r（Te2－）；
（4）带电荷、电子层结构均不同的离子可选一种离子参照比较，如比较r（K＋）与r（Mg2＋）可选r（Na＋）为参照，可知r（K＋）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）
3．牢记单质或化合物具有“特性”的元素
（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或最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：
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无氧酸可腐蚀玻璃的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的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（不考虑放射性元素Fr）。
（7）焰色试验（又叫焰色反应）呈黄色的元素：
Na，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，最小的金属元素：
Li。
（9）常温下单质呈液态的非金属元素：
Br，呈液态的金属元素：
Hg。
（10）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物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的水化物能发生氧化还原反应的元素：
S。
（11）单质为常见的半导体材料的元素：
Si、Ge。
（12）元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素的单质的元素：
S。
（13）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。
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