高考化学大串讲专题11物质结构元素周期律教案.docx

1、高考化学大串讲专题11物质结构元素周期律教案专题11 物质结构 元素周期律一. 元素周期表的结构1. 周期周期行数所含元素种类数每周期的起止元素及其原子序数短周期一121H2He二283Li10Ne三3811Na18Ar长周期四41819K36Kr五51837Rb54Xe六63255Cs86Rn七732(填满时)87Fr118X(X表示未发现的118号元素)2. 族主族副族第族副族主族0族列序数123456789101112131415161718族序数AABBBBBBBAAAAA03. 过渡元素元素周期表中从B到B共10个纵行，包括了第族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为

2、过渡元素。特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：(1) 第A族与第B族之间，即第2、3列之间；(2) 第B族与第A族之间，即第12、13列之间。4. 认识周期表中元素相关信息例1右表为周期表的一部分，其中X、Y、W、Z为短周期元素，T单质常温下为液体。下列说法错误的是A X、Y是形成生命物质的重要元素B Y、Z元素氢化物的稳定性依次递增C 工业上电解NaW溶液得W2可使用阴离子交换膜D R可用于制造半导体材料【答案】C例2如表所示的五种元素中，W、X、Y、Z为短周期元素，这四种元素的原子最外层电子数之和为22。下列说法正确的是XYWZTA X、Y、Z三种元素最低价氢化物的沸点依次升高B 由X、

3、Y和氢三种元素形成的化合物中只有共价键C 物质WY2、W3X4、WZ4均有熔点高、硬度大的特性D T元素的单质具有半导体的特性，T与Z元素可形成化合物TZ4【答案】D二碱金属和卤素性质递变规律1. 碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 相似性原子都容易失去最外层的一个电子，化学性质活泼，它们的单质都具有较强的还原性，它们都能与氧气等非金属单质及水反应。碱金属与水反应的通式为2R2H2O=2ROHH2(R表示碱金属元素)。 递变性随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。 与O2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，如

4、Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成 Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。 最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，CsOH的碱性最强。2 卤素单质的相似性、递变性和特性 相似性(X表示卤素元素)卤素原子都容易得到一个电子使其最外层达到8个电子的稳定结构，它们的单质都是活泼的非金属单质，都具有较强的氧化性。 与H2反应：X2H22HX。 与活泼金属(如Na)反应：2NaX22NaX。 与H2O反应a X2H2O=HXHXO(XCl、Br、I)；b 2F22H2O=4HFO2。 与

5、NaOH溶液反应X22NaOH=NaXNaXOH2O(XCl、Br、I)。 递变性(X表示卤素元素)随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，卤素原子得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。 与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，即：稳定性：HFHClHBrHI；还原性：HFHClHBrHI。 卤素单质与变价金属(如Fe)反应时，F2、Cl2、Br2生成高价卤化物(如FeX3)，而I2只能生成低价卤化物(如FeI2)。 氢化物都易溶于水，其水溶液酸性依次增强，氢化物中HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高，HF的熔、沸点最高。 最高价氧化

6、物的水化物的酸性逐渐减弱，即酸性：HClO4HBrO4HIO4，HClO4是已知含氧酸中酸性最强的酸。例3下列有关元素周期律知识的表述正确的是A A族元素一定是同周期中非金属性最强的元素B 元素的非金属性越强，其单质的化学性质越活泼C 同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大D 元素的非金属性越强，其对应的含氧酸酸性就越强【答案】A例4短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的电子数是其电子层数的3倍，Y的非金属性在所有短周期元素中最强，Z的最外层电子数与最内层电子数相等，W是地壳中含量第二多的元素。下列叙述正确的是（ ）A 原子半径的大小顺序：r(Z)r(W)r(Y)r(

7、X)B Y的单质与H2化合时，点燃安静燃烧，光照则会发生爆炸C 最简单气态氢化物的稳定性：XWD 工业上用电解含Z的简单离子水溶液的方法制取单质Z【答案】C【解析】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的电子数是其电子层数的3倍，则X是C元素，Y的非金属性在所有短周期元素中最强，则为F元素，Z的最外层电子数与最内层电子数相等，且原子序数大于9，所以为Mg元素，W是地壳中含量第二多的元素，即为Si元素。由此分析A、原子半径的大小顺序为r(Mg)r(Si) r(C)r(F)，即r(Z) r(W) r(X)r(Y)，故A错误；B、F2与H2化合时，在暗处即能爆炸，故B错误；C、CH4

8、比SiH4稳定，故C正确；D、工业上用电解含Mg2+的水溶液不能制取单质Mg，得到的是Mg(OH)2,所以D错误。三元素周期表的应用1. 元素周期表在元素推断中的应用(1) 利用元素的位置与原子结构的关系推断。等式一：周期序数电子层数；等式二：主族序数最外层电子数；等式三：原子序数核电荷数质子数核外电子数。(2) 利用短周期中族序数与周期数的关系推断。特殊位置元素族序数等于周期数H、Be、Al族序数等于周期数的2倍C、S族序数等于周期数的3倍O周期数等于族序数的2倍Li周期数等于族序数的3倍Na(3) 利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断。具有相同电子层结构的离子，如aX(n1)、bYn、

9、cZ(n1)、dMn的电子层结构相同，在周期表中位置关系为cZdMbYaX则它们的原子序数关系为abdc。2. 元素原子序数差的确定方法(1) 同周期第A族和第A族元素原子序数差。(2) 同主族相邻两元素原子序数的差值情况。 若为A、A族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。 若为A族至0族元素，则原子序数的差值等于下周期元素所在周期的元素种类数。3启发人们在一定区域内寻找新物质(1) 半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。(2) 农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。(3) 催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、

10、Ni、Rh、Pt、Pd等。例5科学家预测第114号元素具有良好的力学、光学、电学性质、将它命名为“类铅”。以下对“类铅”的叙述错误的是A 第七周期第A族，是金属元素B 主要化合价为+2，+4价C 最高价氧化物有较强氧化性D 若电解硝酸铜与硝酸“类铅”的混合溶液时首先会析出“类铅”【答案】D四元素周期律1定义：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。2实质：元素原子核外电子排布周期性变化的结果。3具体表现形式项目同周期(左右)同主族(上下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小r(阴离子)r(阳离子)逐渐增大性质

11、 化合价最高正化合价由17(O、F除外)，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)元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应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1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。2. 金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。五 微粒

12、半径大小的比较一般要掌握以下规律：1. 同周期元素的微粒同周期元素的原子(稀有气体除外)，从左到右原子半径或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小。如：Na Mg Al , Na + Mg 2+ Al3+。2. 同主族元素的微粒同主族元素的原子或离子的半径随核电荷数增大而逐渐增大。如：Li Na K , Li +Na+ F- Na+ Mg2+ Al3+。4. 同种元素形成的微粒同种元素形成的微粒半径大小为：r阳离子 r原子 r阴离子；价态越高的微粒半径越小。如：FeFe2+Fe3+ ;H - H H+5. 核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较，如比较Al3+与S2-半径

13、大小，可找出与Al3+电子数相同，与S同主族的氧元素的阴离子O2-进行比较，Al3+O2-，且 O2-S2-，故Al3+YZB W与X形成的化合物与水反应时，水作氧化剂C X的简单离子与Z的简单离子具有相同的电子层结构D X、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物两两之间均能发生反应【答案】C例7短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数和族序数均依次增大，其中只有Y、Z处于同一周期，Z是空气中含量最多的元素。下列说法正确的是A X、Z两种元素形成的化合物中可能既含极性键，又含非极性键B 原子半径: r(Y)r(Z)，B不正确；C. W可能是S或Cl，W的氧化物对应的水化物不一定是强酸，如亚硫酸、次氯酸等

14、等都是弱酸，C不正确；D. W的气态氢化物与W的最高价含氧酸有可能反应，如H2S+H2SO4（浓）=S+SO2+2H2O，D不正确。六化学键1化学键概念：使离子相结合或原子相结合的作用力，也就是说，相邻的原子（或离子）之间强烈的相互作用成为化学键。 化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。一个化学反应的过程，就是参加反应的原子重新组合的过程；而原子要重新组合，就要破坏原来的相互作用，重新成为自由原子，即破坏原有化学键的过程，我们称为“旧键的断裂”；在重新组合后又要形成新的相互作用，即“新键的形成“，形成了新物质。所以，化学反应的过程既是旧键断裂又是新键形成的过程。值的注意的是：有化

15、学键被破坏的变化不一是化学变化，如HCl溶于水，NaCl熔化等都有化学键被破坏，但都属于物理变化。通过化学键的学习，我们知道化学键分为离子键和共价键，根据化学键类型的不同，又可将化合物分为离子化合物和共价化合物，那么离子键与共价键、离子化合物与共价化合物有什么区别和联系呢？ （1）离子键与共价键的比较离子键共价键概念带相反电荷离子之间的相互作用原子之间通过共用电子对所形成的相互作用成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子阴、阳离子 原子表示方法电子式，如离子键的形成过程：电子式，如 共价键的形成过程：存在离子化合物绝大多数非金属单质、共价化合物、某些离子化合物物质

16、的类别与化学键之间的关系： 当化合物中只存在离子键时，该化合物是离子化合物。 当化合物中同时存在离子键和共价键时，该化合物是离子化合物。离子化合物共价化合物概念由离子键形成的化合物以共用电子对形成的化合物粒子间的作用阴离子与阳离子键存在离子键原子间存在共价键熔沸点较高一般较低，个别很高（如SiO2）导电性熔融态或水溶液导电熔融态不导电，溶于水有的导电（如硫酸），有的不导电（酒精）熔化时破坏的作用力一定破坏离子键，可能破坏共价键（如NaHCO3）一般不破坏共价键实例强碱、大多数盐、活泼金属的氧化物中酸、非金属的氢化物、非金属氧【名师点拨】熔融态是否导电是判断离子化合物和共价化合物最可靠的依据，因

17、为所有共价化合物在熔融态时都不导电，所有离子化合物在熔融态时都导电。例8四种短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X的最外层电子数是次外层电子数的2倍，Y、W同主族且能形成两种常见的化合物，X、W质子数之和是Z质子数的2倍。则下列说法中正确的是( )A 原子半径比较：XYWZB XH4与H2W都能使溴水褪色C Y的氢化物中仅存在极性共价键D 短周期所有元素中，Z的最高价氧化物的水化物碱性最强【答案】D例9短周期元素X、Y、Z、W、Q的原子序数依次增大，且只有一种金属元素其中X与W处于同一主族，Z元素原子半径在短周期中最大（稀有气体除外），W、Z之间与W、Q之间原子序数之差相等，五种元素原

18、子最外层电子数之和为21，下列说法正确的是（ ）A Y的简单离子半径小于Z的简单离子半径B Z最高价氧化物对应的水化物分别与X、Y最高价氧化物对应的水化物反应生成1mol水时所放出的热量相同C Y的简单气态氢化物在一定条件下可被Q单质氧化D Q可分别与X、Y、Z、W形成化学键类型相同的化合物【答案】C七. 分子间作用力和氢键1分子间作用力（1）概念：分子间存在一种把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力。（2）主要特征： 广泛存在于分子之间； 只有分子充分接近时才有分子间的相互作用力，如固体和液体物质中； 分子间作用力远远比化学键弱； 由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物

19、理性质主要有分子间作用力大小决定。一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高。例如：I2Br2Cl2F2；HIHBrHCl；ArNeHe等。2氢键（1）氢键不是化学键，通常把氢键看做是一种较强的分子间作用力。氢键比化学键弱 ，比分子间作用力强 。（2）分子间形成的氢键会使物质的熔沸点升高。如水的沸点较高，这是由于水分子之间易形成氢键。（3）分子间形成的氢键对物质的水溶性有影响，如NH3极易溶于水，主要是氨分子与水分子之间易形成氢键。（4）通常N、O、F这三种元素的氢化物易形成氢键。常见易形成氢键得化合物有H2O、HF、NH3、CH3OH等。（5）氢键用“XH”表示。如水分子间的氢键：由于氢键的存在，液态水或固态水常用(H2O)表示。例10 X、Y、Z、W、M 为原子序数依次增大的短周期主族元素。已知：元素对应的原子半径大小为：XZYMW； Y 是组成有机物的必要元素 Z 与 X 可形成两种常见的共价化合物，与 W 可形成两种常见的离子化台物； M 的电子层数与最外层电子数相等。下列说法不正确的是A W、M 的原子半径为 MWXYB 元素对应的气态氢化物的沸点ZXWC 化合物WX2中各原于均满足最外层8电子的稳定结构D 最高价氧化物对应水化物酸性顺序为ZW【答案】A