《物质结构元素周期律》专题复习

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1、《物质结构元素周期律》专题复习一、核心知识透视1.原子的构成(2)①原子：核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数；)：核电荷数=质子数=核外电子数-n。2.核外电子排布规律(2)最外层电子数不超过8(若K层为最外层，电子数不超过2)。(3)次外层电子数不超过18,倒数第三层电子数不超过32。3.2电子、10电子、14电子、18电子微粒(2)10电子微粒。(4)18电子微粒。4.分子中原子8电子稳定结构的判断注意：H、Be、B及化合物中的稀有气体元素原子不满足8电子稳定结构。5.元素周期律[主族元素(0族元素除外)]性质同

2、周期(从左向右)同主族(从上到下)原子半径减小增大电子层结构电子层数相同，最外层电子数增加电子层数增加，最外层电子数相同失电子能力（得电子能力）减弱（增强）增强（减弱）金属性（非金属性）减弱（增强）增强（减弱）主要化合价最高正价：+1—+7（0、F除外）；非金属最低负价：-4一-1最高正价相同（0、F除外），非金属最低负价=族序数-8（H除外）最高价氧化物对应水化物酸碱性酸性增强、碱性减弱酸性减弱、碱性增强非金属气态氢化物形成难易程度及氢化物稳定性形成由难到易，稳定性增强形成由易到难，稳定性减弱非金属气态氢化物还原性减弱

3、增强（1）比较元素金属性强弱的实验方法。①比较单质与水或酸置换出氢的难易程度；②比较最高价氧化物对应水化物的碱性；③依据金属活动性顺序表（Sn和Pb例外）；④根据组成原电池的正负极：一般来说，负极的活动性比正极强；⑤根据金属与盐溶液的置换反应。（2）比较元素非金属性强弱的实验方法。①比较单质与H2化合的难易程度；②比较气态氢化物的稳定性；③比较最高价氧化物对应水化物的酸性；④比较氢化物还原性：氢化物还原性越强，该元素非金属性越弱；⑤根据非金属与盐溶液的置换反应；⑥比较与金属反应的难易及产物中金属化合价高低：一般来说，越易

4、与金属反应且使金属呈高化合价的元素，非金属性越强。1.微粒半径比较（1）原子半径最小的元素是H。（2）同周期，随着原子序数的增加原子半径减小（0族元素除外）。（3）同主族，随着原子序数的增加原子半径增大。2.元素周期表中位置、结构、性质的关系3.根据原子序数推断元素在周期表中的位置用原子序数减去比它小且相近的稀有气体原子序数［稀有气体元素原子序数分别为2（氦）、10（氖）、18（氩）、36（氨）、54（氙）、86（氡）］，即得该元素在周期表中的列数，根据列数推断该元素所在的族。该元素所在周期数比相近的原子序数小的稀有气体

5、元素的周期数大1。若为第6、7周期元素（原子序数＞55），用原子序数减去比它小且相近的稀有气体原子序数后，再减去14,即得该元素所在列数。4.电子式的书写（1）简单阳离子的电子式直接用离子符号表示，如Na+o（4）常考物质的电子式。化学式电子式化学式电子式1.化学键离子键共价键极性键非极性键成键粒子活泼金属阳离子(或NH+4)和阴离子不同非金属元素原子同种非金属元素原子粒子间相互作用静电作用共用电子对(2)共价化合物只含有共价键，一定不含离子键。(3)由金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如A1C13是共

6、价化合物。(4)仅由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，如NH4C1是离子化合物。(8)具有强极性键但不是强电解质的物质：HF等。(9)无化学键的物质：稀有气体。(10)化学变化中一定有化学键的断裂和形成，但有化学键断裂的变化不一定是化学变化。如KC1熔化过程中离子键被破坏，但该变化是物理变化。二、常见易错点归纳1.机械类比，不会打破常规，凭借思维定式得出错误结论例1.(2013•广东)元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如右表所示，其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是()A.非金

7、属性：ZQ【错因分析】(1)机械类比，运用同周期元素性质递变规律错选A;（2）不会推断Br的原子序数。【解析】与H2在黑暗处剧烈化合并发生爆炸的是F2,所以R、X、T、Z、Q分别是F、S、Cl、Ar、Br。Ar是0族元素，最外层达到8电子稳定结构，所以非金属性Cl〉S>Ar，A项错误；第四周期开始出现副族（IIIB〜IIB），Br的原子序数比C1大18,F和Br的原子序数分别为9和35,B项正确;非金属性：F>Cl〉Br，气态氢化物稳定性:HF>HCl>HBr,最高价氧化物对应水化物酸性：HC104>HBr04,C项错误

8、、D项正确。【答案】BD1.不会根据化学式判断化合价【错因分析】只关注两种元素原子序数之和，不会运用化学式确定元素化合价。【解析】根据材料的化学式可知M和R的化合价分别为+3、+4。第三周期元素原子序数之和为27的元素有Na和S、Mg和P、A1和Si，结合化合价可知R为Si。【答案】1.不会判断共价键的类型例3.（2