第一章《物质结构元素周期律》单元复习教学案(新人教版必修

1、学习好资料欢迎下载单元小结导航【考向指南】1 元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的重要工具，其中蕴含的规律是历来高考的一个热点。元素周期表的结构和元素性质之间存在着一种逻辑上的联系，是掌握元素及其化合物的性质和用途的一个重要的载体。随着新的高考要求的变革， 元素周期表的应用会越来越广泛，尤其是根据元素在周期表中的位置来推测其性质、预测其用途，是重点之重点，也就是说，要强调其应用。以构成原子的微粒间关系及元素、同位素的相对原子质量为中心的选择题型， 注意与物理学科中核反应的联系。学习本节知识要注意周期表的结构与特点，要学习用实验的方法验证和归纳同类元素单质及其化合物的性质

2、，并建立起原子结构与元素性质之间的内在联系。本节知识要重点掌握：1 元素周期表的结构、周期与族、具体到某元素的原子，可根据其周期表中的位置，迅速确定其上下（同主族）、左右（同周期）四种元素的原子序数。2原子的组成，原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。3核素、同位素的概念及应用。4对同位素的相对原子质量、元素的相对原子质量、原子的质量数等概念的理解及其有关推理计算。5以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素原子的核外电子排布规律，理解IA和VIIA族元素的金属性、非金属性的相似性和递变性，其对应的单质及其化合物的物理化学 性质的相似性和递变

3、性。6. 判断元素金属性与非金属性的的方法。7 碱金属单质和重要化合物的化学性质，卤素单质和重要化合物的化学性质及其气态氢化物的稳定性。&萃取。2元素周期律元素周期律和元素周期表的知识是整个高中化学中的重点，是高考中最重要的知识点之一，其高考命中率几乎是百分之百。本节课概念较多，理论性又强，在实际学习的过程中，其知识往往是说起来容易做起来难。因此，在学习过程中，不仅要梳理知识，构建知识网络，更重要的是要学会应用、迁移知识的能力，通过解决实际问题来提高灵活运用知识的能力， 并学会用科学的方法和逻辑推理去挖掘物质之间的内在联系。学习中要重点理解元素周期律的意义和实质，并能应用元素周期律解释一些元素

4、性质变化规律与组成元素的粒子结构的关 系；要能从对元素周期律的理解去叙述元素周期表的意义、组成结构、元素递变规律与组成元素的粒子结构的联系；能初步具有总结元素递变规律的能力；能把元素的性质、元素周期位置与组成元素的粒子结构初步联系起来，并能较熟练地运用。 其中，对元素周期律及元素位、构、性”三者之间的关系的考查是高考命题在本章的主要依据，随着高考改革制度的逐步落实，高考的重点会转向利用元素周期表及元素周期律的知识来推断新元素的性质及新物 质的性质和用途。高考除了要直接考查课本基础知识外，还会向思维要求高、综合性较强的题目发展。因此，在学习过程中，一定要注意思维能力的培养。本节要掌握的重要知识点

5、包 括：1. 核外电子排布规律。2. 原子结构示意图的书写。3 针对钠、镁、铝三种元素： 与水和酸反应的难易程度和反应方程式； 对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较； 其他同周期金属与水或酸反应难易程度比较和对应的最高价氧化物的水化物的碱性 强弱比较的规律。 金属性强弱的判断。4 针对硅、磷、硫、氯四种元素： 与氢气反应的难易、气态氢化物的稳定性比较； 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱的比较； 其他同周期的非金属与氢气反应的难易程度、气态氢化物的稳定性和最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱进行比较的规律； 非金属性强弱的判断。5同周期和同主族元素性质（如：原子半径、化合价、金属性与非金属性

6、、单质及化 合物性质）的递变规律与原子结构的关系。6元素周期律的实质7. “位一构一性” 的关系和应用。&等电子数的粒子（如 10电子，18电子等）。9. 比较粒子半径的大小。10. 元素周期律和元素周期表的应用。3. 化学键化学键不是以往高考中最重要的知识点，但化学反应的实质迄今为止，被认为是旧化学键的断裂和新化学键的生成。 对于后续化学的学习，化学键的概念的应用和意义重大，所以,它也是一个重要的内容， 必须加以重视。学习本节内容要加强练习，尤其是在理解了表面的知识之后，不要满足，要加强对包含典型的离子键和共价键化合物的分析和理解。化学键在离子键和共价键的分界上比较模糊，在实际学习中，不要求

7、对所有的化合物的化学键会清晰的分类，只要知道典型的化学键的类型即可。掌握极性键和非极性键区别的根本在于成键的两个原子是否是同一种原子。本节要掌握的重点知识包括：1. 化学键、离子键、共价键的概念及离子键、共价键特点。2. 常见的原子、离子、单质、化合物的电子式。3. 用电子式表示简单的共价键和离子键的成键过程。4. 正确判断键的极性。5 .离子键和共价键与离子化合物和共价化合物的关系。6. 分子间作用力和氢键以及它们与共价键的区别。7. 用分子间作用力和氢键的知识解释H2O、NH3、HF等分子的物理性质的特殊性。&用分子间作用力的知识来解释分子组成和结构相似的物质的物理性质的变化规律。【要点萃

8、聚】1. 对原子的组成和三种微粒间的关系原子核十小人 冲子个核外电子 Z个AZX的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。质量数（A） =质子数（Z）+中子数（N）。核电荷数=元素的原子序数=质子数=核外电子数。2. 原子核外电子分层排布的一般规律在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：(1) 核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步 升高的电子层(能量最低原理)。(2) 原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。(3) 原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过 2个电子)。(4) 次外层电子数目不能超过18个(K层为次外

9、层时不能超过 2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。3元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系(1) 稀有气体的不活泼性；稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。(2) 非金属性与金属性(一般规律):最外层电 子数得失电子趋 势兀素的性质金属兀素V 4易失金属性非金属兀素 4易失非金属4. 120号元素微粒结构的特点(1) 稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相 同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。核外有10个电子的微粒： 分子：Ne、HF、出0、NH3、CH4。 阳

10、离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、出0+。 阴离子：N3、02、F、0H、NH2。(3) 元素的原子结构的特殊性：1 原子核中无中子的原子：H。最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。最外层有2个电子的兀素：Be、Mg、He。最外层电子数等于次外层电子数的兀素：Be、Ar。最外层电子数是次外层电子数 2倍的元素：C;是次外层电子数 3倍的元素：0;是次外层电子数4倍的兀素：Ne。电子层数与最外层电子数相等的兀素：H、Be、Al。电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。内层电子数是最外层电子数 2倍的元素：Li、P。5从质量、电性两个方面来认

11、识原子结构(1) 原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量很小，仅约为质子质量的1/1836。所以，离子的相对质量就可以认为等于原子的相对质量。(2) 组成原子的“三微粒”的带电情况及微粒数目的关系：中子不带电，一个质子带个单位正电荷，一个电子带一个单位负电荷。在学习和解题时要充分利用微粒之间的关系， 并注意理解 六种量”的概念：核内质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数；质量数A.= 质子数(Z)+中子数(N);离子所带电荷数=质子数一电子数，负值表示带负电，正值表示带正 电。6全面掌握周期表中的元素性质递变规律项目同周期(左t右)同主族(

12、上t下)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化合价最咼正价由+1宀+7 负价数=-(8-族序)最咼正价、负价数 相同最咼正价=族序数兀素的金属性金属性逐渐减弱金属性逐渐增强t非金属性 性非金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱单质的氧化性还原性减弱氧化性减弱还原性质氧化性增强还原性增强最高价氧化物对 应的水化物的酸性碱性酸性增强 碱性减弱酸性减弱 碱性增强气态氢化物稳定 性渐增渐减 上表所列规律的内在联系是：原子结构决定位置，决定性质。 上述性质之间关系可以用下述方式来理解：电子层数越多 =原子半径越大 =原子核对核外电子的吸引力越弱=失电子能力增强，得电子能力减弱三金

13、属性增强，非金属性减弱。电子层数相同，质子数越大 =原子半径越小 =原子核对核外电子的引力越强=失电子能力减弱，得电子能力增强金属性减弱，非金属性增强。 根据上表得出的推论：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此铯(Cs是自然界里最活泼的金属 (钫在自然界不能稳定存在 )；越靠右方和上方的元素，其 元素的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素。可见，在周期表中金属元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金属元素集中的右上部 (包括氢)，而在金属与非金属的交界 处的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如Be,B,AI,Si,Ge等。 特殊的相似规律：对角线规

14、律(也叫斜线规则)在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为对角线规律，如Be位于第二周期川A族与铝斜线相对。 已知AI显两性，则可推知Be也显两性，Be(0H)2, 与AI(0H)3相似，也是两性氢氧化物。7 微粒半径的比较规律(1) 同周期的主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小(惰性元素除外)(2) 同主族元素的原子半径(或离子半径)都是随着原子序数的增加而逐渐增大(3) 对同种元素来说，其阴离子半径原子半径阳离子半径(4) 电子层结构相同的离子，原子序数越大，微粒半径越小(5) 同周期元素形成的离子，阴离子半径一定大于阳离子半径。(6) 惰性元素的原子半

15、径与其它元素的原子半径的测定标准不同，因而没有可比性。&元素金属性、非金属性强弱的判断方法(1) 单质、化合物的性质、实验判断法金属性强弱*单质与水或非氧化性釀反应难易 单质的还原性(或离子的氧化性) 丹人的碱性.置换反应非金属性蛍弱*与反应生成气态氢化杨难易 单质的氧化性(或离子还原性) 比购甜的酸性.置换反应对于金属性： 金属与水(或非氧化性酸)反应越剧烈，其金属性越强。 金属的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱 )，其金属性越强。 金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，一般金属性越强。 若一种金属能把另一种金属从其盐溶液中置换出来，则前者的金属性强于后者的金属性。此外还有原电池原理判断

16、法等，这将在以后的章节中学习。对于非金属性： 单质与氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。 非金属单质的氧化性越强(或非金属阴离子还原性越弱)，元素的非金属性越强。 非金属的最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。 若非金属单质 Xn能将非金属阴离子 W-从其盐溶液中置换出来，则X的非金属性比Y的强(注意，这里的盐溶液就是指W-型的盐，不是任何形式的盐)。(2) 主族元素的经验公式 K= m (其中m是最外层电子数，n为电子层数)巧断法：n 当KV 1时，元素显金属性，且 K值越小，元素的金属性越强 当K= 1时，元素显两性。 当K 1时，元素显非金属性，且K

17、值越大，元素的非金属性越强。9. 元素性质、存在、用途的特殊性(1) 形成化合物种类最多的元素是C;单质是自然界中硬度最大的物质的元素是C;(2) 空气中含量最多的元素是 N;气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。(3) 地壳中含量最多的元素是 0;气态氢化物的沸点最高的元素是0;氢化物在通常情况下呈液态的兀素是 0。(4) 地壳中含量最多的金属元素是Al。最活泼的非金属元素是 F;无正价的元素且无含氧酸的非金属元素是F;气态氢化物(其水溶液)可腐蚀玻璃的元素是 F;气态氢化物最稳定的元素是F;阴离子的还原性最弱的兀素是F。(6) 自然界中最活泼的金属元素是Cs；最高价氧化物对应水化物碱性最强的

18、元素是Cs；阳离子氧化性最弱的元素是Cs(7) 焰色反应呈黄色的元素是 Na。(8) 焰色反应呈紫色(透过蓝色的钴玻璃观察)的元素是K。(9) 单质最轻的元素：H。(10) 最轻的金属元素：Li。(11) 常温下单质呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。(12) 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：Be、Al。10. 核素和同位素(1) 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如i1H(H)、i2H(D)、i3H(T)就各为一种核素。(2) 同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。女口8160、8170、8180是氧元素的三种核素，互为同位素。(3)

19、元素、核素、同位素之间的关系如下图所示。(4) 同位素的特点 同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了110多种元素，但发现的核素远多于这些元素的种类。 核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。 同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。 8170是一种核素，而不是一种同位素。8160、8170、8180是氧元素的三种核素，互为同位素。 同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质 及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。11 .元素的相对原子质量Ar(E)(1) 概念：根据元素天然同位素原子所

20、占的百分数和有关核素的相对原子质量，计算出 该元素的相对原子质量。(2) 计算式：Ar(E) = Ar(E1)a%+A(E2)b%+Ar(E3)C%+。式中 Ar(E1)、Ar(E2)、Ar(E3)分别为各同位素的相对原子质量，a%、b%、C%分别为自然界中各种天然同位素原子所占原子个数的百分比。如果用各同位素的质量数代替同位素相对原子质量进行以上计算，则得到元素的近似相对原子质量。12. 元素化合价的规律：(1) 所有元素都有零价(2) 主族元素原子的最外层电子数等于元素的最高正价只有非金属主族元素才有负价，且最低负价数+ 最高正价数=8(氢除外)若原子的最外层电子数为偶数，则元素的正常化合

21、价为一系列偶数；若原子的最外 层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列奇数。13. 判断氧化物属性的方法只能与酸反应生成盐和水的氧化物为碱性氧化物，如Na2O、CaO CuO等。只能与碱反应生成盐和水的氧化物为酸性氧化物(酸酐)，如SQ、CC2、Mn2O7等。既有与酸反应又能与碱反应生成盐水和水的氧化物为两性氧化物，如AI2O3、ZnO。14. 证明AI(OH)3为两性氢氧化物的方法：AI(OH)3既能跟酸起反应，又能跟碱起反应。 其离子方程式为：AI(OH)3+3H+= AI3+3H2O、AI(OH)3+OH-= AIO2-+2H2O。原因：AI3+3OHAI(0H)3AI02+H20+H

22、+。15. 元素周期表的应用(1)预测元素的性质：常见的题目是给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键 是根据该元素所在族的熟悉元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。16. 学习离子键时应注意的问题：(1)离子键是一种静电作用： 静电作用包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子之间、原子核之间的静电排斥作用,当阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，于是阴、阳离子间就形成了 稳定的离子键。 由于离子键是静电吸引与静电排斥的平衡，所以阴、阳

23、离子间既不能离得太远，又不能靠得太近，当离子化合物被熔化或溶解于水时，离子键即遭到破坏，这时离子可以自由移动。(2)离子键的成键原因*咸躍購子间容品徇先电子形咸阴阳稱子;成操原因Ih成St岳体玉的能氐离子键的强弱与其性质的关系般地，离子半径越小，离子 影响离子键的强弱的因素有离子的电荷和离子的半径。所带电荷越多，离子键就越强。可以近似用点电荷的吸引力公式来判断：F=kq2亚。这里r的k为常数，q1 q2分别为两个点电荷的电量(这里是正负离子的电荷)，r为两个点电荷的距离(这里是正负离子核间距，可以用二者的离子半径之和来表示。 离子键的强弱影响该离子化合物的熔沸点，溶解性等。如在氯化钠和氯化钾中

24、，前者离子键较后者强，所以氯化钠的熔点比氯化钾的高17. 共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。(1)成键的微粒：一般为非金属原子 (相同或不相同)。键的本质：原子间通过共用电子对产生的强烈的相互作用。(3) 键的形成条件：一般是非金属元素之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态， 则在两原子之间通过形成共用电子对成键。(4) 键能：分子中所含键的键能越大，分子越稳定。(反应物总键能-生成物总键能)0,反应吸热。(反应物总键能)-生成物总键能v 0,反应放热。18. 电子式；用来表示原子、离子或分子的最外层电子状况一种化学符号。原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“或

25、小叉“来表示。如汀Sb,：严严&汀 阴离子的电子式：不但要画出最外层电子数，而且还应用括号要在右上角标“n电荷字样。例如：氧离子：I产氟离子: 阳离子的电子式：不画离子最外层电子数，只要写出离子符号。例如：钠离子：Na+镁离子：Mg2+钡离子：Ba2+ 原子团的电子式：不仅要画出各原子最外层电子数，而且还应用括号 “”括起来,并在右上角标出“n”或“n+电荷字样。例如：IIN T怕铵根离子：“氢氧根离子：- 离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，但相同的离子不得合并。例如：曲：K*UO：C严2：产CaFi：:Fv Caa+：；F：_X 0：0 ：IBa-fi 共价化合物的电子式：由原子

26、的电子式通过共用电子对而形成，如：HjC：H HiN! H：F：M富*静H H 离子键形成的表示法：阿 Nft +*N+XEI-阳八:或迪丁“子电押*他合物电京i 共价键形成的表示方法：电子式斛式（一根掘线去示一对共用电子） 層；N + N；NLN；扫 NHS：总H H-S-H8 0何4电-翱C迪 0-C-019化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。（1）离子键、共价键的比较：离子键共价键概念阴、阳离子间通过静电作 用所形成的化学键。原子间通过共用电子对（电子云重叠）所形成的化学键。成键微粒离子原子相互作用的实质阴、阳离子间的静电作用共用电子对与两原子核产生的电 性作用。形成条

27、件活泼金属（如 K、Na、Ca等） 跟活泼非金属（如Cl、F、O等） 化合时形成离子键。非金属兀素形成的单质或化合物 形成共价键。实例CaC2、Na2O2、NaOH、NaHCl2、 CC4、 H2O、HF、 HNO3（2）化学反应的本质:一个化学反应的过程，本质就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。（3）化学键的存在： 构成稀有气体的单质分子，由于原子已构成稳定结构， 在这些单原子分子中不存在化学键。 在多原子单质分子中存在共价键，如CC4、12、02等。 在多原子化合物分子中存在共价键，如HCI、H2O2、H2SQ等。 在离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键。如K2O2、NaOH、NH

28、4CI等离子化合物中既有离子键又有共价键。HV *严 fVoYh 厂H Y M ：H cr 广 在共价化合物中一定不存在离子键。 离子化合物不一定都由金属元素和非金属元素组成。例如NH4CI、NH4NO3等离子化合物中不含金属元素，只含非金属元素。20.化学键与分子间力的比较概念存在范围强弱比较性质影响化学键相邻的两个或 多个原子间强烈的 相互作用分子内或晶体内强主要影 响分子的化 学性质。分子间力物质的分子间 存在的微弱的相互 作用分子间较弱主要影 响物质的物 理性质【方法探讨】1加强规律的总结和运用，用好演绎方法。具体来说就是使具体知识规律化、零乱知识的条理化（归纳总结概括），抽象知识的具

29、体化、微观知识的宏观化（应用举例）。本章内容为基础理论知识，具有很强的抽象性，因此，要加强规律的总结，同时还要注意规律的运用和熟练。每族用典型元素进行研究。要以元素周期表为载体，以元素周期律为主线，运用原子结构的相似性和递变性，抓好排头兵， 由同一主族元素代表物的性质去推测其他元素及其化合物的性质，以同一周期元素性质的递变规律为指导，判断元素及其化合物之间性质的递变规律。女口： Na、Mg、Al、Sk P、S Cl,分别以排头兵进行重点分析，然后推广到一般。要把原子结构的相关知识用具体的原子和离 子来阐明。要会用周期律的知识来整合以前学习过的元素化合物的知识，还要用周期律的知识来演绎未学习的元

30、素化合物的性质。2理清“位一构一性”三者的辩证关系，建立“结构决定性质，性质反映结构”的科 学思想。在周期表中，存在“结构决定位置，位置体现性质，性质反映结构”的关系。原子的结 构（质子数）决定了元素在周期表中的位置（横坐标为周期、纵坐标为族）；根据某元素在周期表中的位置，可以确定其原子结构，亦可以确定其主要性质。通过分析不同元素原子的结构，可以比较判断不同元素性质的共性和差异，这为我们学习元素化合物知识提供了很好的思路，大大简化了元素化合物学习的工作量。所以，确定结构决定性质的重要思想，并与元素周期律元素周期表紧密结合，系统地总结已知元素的结构性质之间的关系，理性地预测未知元素及其化合物的性

31、质，是学习这一章的过程中和学习后最需要做的事情，可以大大提高学习效率。3要用联系的观点和类比的方法来学习本章知识。用好比较法找出共性与个性，强化前后知识的联系， 以便应用。在学习本章知识时要前后联系，以某一规律或某一知识点进行必要的发散学习，总结其共性，注意其特殊性。要注意不要把知识学死，把某些知识绝对化。要把相关知识通过类比、比较的方法弄清其含义和 应用范围，通过多次数、多角度、多层次的比较达到运用自如的程度。如在元素周期表中存在纵横两种递变规律，解决相关的题型时，要利用好“构、位、性”进行四种“四判断判断位置（Z）、判断元素、判断性质、判断组成 份子式）”，进而做好元素周期律、物质结构的

32、推断题；通过“六种比较”比较最高氧化物水化物的酸碱性比较气态氢化物的稳定性及水溶液的酸性比较金属性与非金属性比较氧化还原性比较离子半径和原子半径比较原子序数大小,熟练掌握元素性质与元素化合物之间的关系、不同元素及其化合物的性质之间的共性和递变关系；通过元素、核素、同位素、相对原子质量之间的比较和联系，熟练掌握它们的概念的本质和相互转化关系，等等。4.做好实验，强化感性认识。 Na与水反应。 Mg与冷水反应很微弱，与沸水能迅速反应。 Al不与水反应。 Mg、Al分别与盐酸反应，Mg比Al反应激烈。 AlCb（aq）与NaOH（aq）反应生成 AI（OH）3沉淀，且能溶解于盐酸和NaOH （aq）

33、,说明AI（OH）3具有两性。通过实验从感性认识依 Na、Mg、Al顺序金属性减弱。【典例精析】例1设某元素某原子核内的质子数为m,中子数为n,则下述论断中正确的是A. 不能由此确定该元素的相对原子质量B. 这种原子的相对原子质量为 m+nC. 若碳原子质量为 wg,此原子的质量为（m+n）wgD. 核内中子的总质量小于质子的质量解析元素的相对原子质量和原子的相对原子质量是两个不同的概念，要求元素的相对 原子质量，必须知道其各种同位素的相对原子质量和原子个数百分数，否则无法求解，故选项A正确。质子数 m+中子数n应为质量数，不是相对原子质量，选项B错误。由相对原子1质量的数学表达式可知，某原子

34、的质量= 一种碳原子质量x该原子的相对原子质量， 故选12项C错误。1个质子的质量略小于 1个中子的质量，但核内质子的总质量与中子的总质量还 要取决于质子和中子数目的多少，选项D错误。答案A。例2砹（At）是原子序数最大的卤族元素，推测砹或砹的化合物不可能具有的性质是A. HAt很稳定B.易溶于某些有机溶剂C. AgAt不溶于水D.是有色固体解析 由题意，砹在周期表中与碘相邻，故它的性质与碘具有相似性，但它的非金属性应比碘弱。HAt的稳定不如HI,故选项A错误；碘易溶于某些有机溶剂，则砹也应溶解；AgI不溶于水，则AgAt也不溶于水；碘是紫黑色固体，根据相似性砹也是有色固体。答案Ao例3 铜有

35、两种天然同位素23cu和69cu，参考铜的原子量(63. 5)估算69cu的百分含量约是A. 20%B. 25%C. 50%D. 66. 7%E. 75%解析 用十字交叉法可求得两种同位素的原子个数比650.5(wCu)、 /63*5/ 、63l,5(wCu)1即65Cu与63Cu的原子个数比为1 : 3,所以2；Cu %二丄 X 100%=25%1 3答案Bo例4 X、Y两元素的单质可以化合成X%型离子化合物。如果 X在周期表中的n A族，则Y所处的主族序数为()(A) I A(B) n A( C)W A( D)W A解析 由X处于周期表中的n A族、知X的最高正化合价为 +2,所以Y元素的

36、化合价为-1价，当属于四A。值得注意的是由于能显-1价的元素尚有I A族的氢元素，若选用n A族的金属较强的元素(如Ca, Ba等)，可以认为可与氢形成离子化合物。答案ADo例5下列说法正确的是(A) 非金属元素的原子半径越大，其气态氢化物越稳定(B) 失电子难的原子获得电子能力一定强(C) 在化学反应中，某元素化合态变为游离态，该元素被还原(D) 离子化合物中，可能存在共价键解析 对此类问题可由实例来进行解答。(A) 以H Cl与H I为例，CI原子的半径比I原子的半径大，但 HCI较HI稳定，与所 述相互矛盾(B) 以稀有气体原子为例，其难以失去电子，同时也难以得到电子(C) 元素由化合态

37、转变为游离态，可能是被氧化过程C2 + 2B= B2 + 2Cl被还原过程Cu2+ + Fe= Cu + F+ :(D) 如在化合物 NaOH中Na+ :O:Hl答案D例6下列说法正确的是(A) 冰熔化时，分子中 H O键发生断裂(B) 随着电子层数的增加，卤化物CXt分子间作用力逐渐增大，所以它们相应的溶沸点 也逐渐增高(C) 由于H-O键比HS键牢固，所以水的熔沸点比 H2S高(D) 在由分子所构成的物质中，分子间作用力越大，该物质越稳定解析 由分子所构成的物质在熔化和沸腾的过程中，不涉及分子中化学键的破坏，所以 它们的熔沸点高低取决于分子间作用力的强弱，分子间作用力越大，使之熔化需要较高

38、的能量。因而熔点高低与分子内共价键强弱的关系不大，由此判断选项A和C均不正确。由此判断选项B是正确的。“物质的稳定性”系指物质在受热情况下是否容易分解的化学性质，是分子结构和组成 发生变化的过程在发生变化时，原有的化学键要破坏，新的化学键要形成当分子内化学键键能越大，破坏它就越困难，则该物质越稳定.因此，物质的稳定性强弱与化学键的强弱有关，与分子间作用力强弱无关。分子间作用力大的物质，分子内的化学键能不一定大，物 质的稳定也不一定强，例如，HI分子间作用力大，但 HI分子不稳定，易分解。故选项 D不正确。答案B.例7 0. 5 mol X元素被还原成中性原子时，需要得到6. 02 X 1023

39、个电子；0. 4g X的单质与盐酸充分反应放出 0. 02g H2； Y元素的阴离子结构与氩原子结构相同，它的气态氢化 物水溶液是强酸。(1) 推断X、Y两种元素的名称及在周期表中的位置；(2) 用电子式表示 X、Y形成化合物的过程.解析首先由题意可算出兀素x的化合价(n)与原子量(M)X1 + 1+neXX + 2HCl= XC2 + H2f1nM 20. 5236.02 X0门4g0. 02g230 .6.02 X0得n = 2得 m = 40所以X兀素应是Ca。能形成与氩原子相同电子层结构的阴离子的元素，当有S和Cl,由于此元素所形成的气态氢化物的水溶液为强酸，所以Y元素非氯元素莫属.答

40、案(1) X元素的名称为钙，位于周期表的第四周期HA族，Y元素的名称为氯，位于周期表的第四周期四A族。(2) CaC2的形成过程可表示为：:ci - -b .ca.十:ci： (+ :.ci： i B *例8元素周期表中有相邻元素 A、B、C, A与B同周期，B与C同主族，它们原子最外 层电子数之和为19,原子序数之和为 41,则此三元素的名称分别为A, B, Co解析据题意知，相邻元素 A、B、C在周期表中位置可能是如下情况：CBA f A BB ACA EC从“原子序数之和为 41”可判断A、B、C为短周期元素。假设为情况，设B原子序数为 X,贝y C=X-8 , A=X+1, X+X-

41、8+X+1=3X 7=41，所以 X=16 为 S, A 为 Cl, C 为 O,最 外层电子数为6+7+6=19恰好符合题意，所以该情况合理。若不合理，可按求解， 直到得出正确答案。答案A氯 B硫C氧例9 A、B、C、D为短周期中相邻两周期中的元素。其原子序数A B C Do D和A形成简单离子后，它们电子层相差两层。已知A处于第n族，D处于第m族。且A单质中只含共价键。B的气态氢化物的分子式为H2B，在其最高价氧化物中 B的质量分数为40%, B原子核内质子数和中子数相等。C和A可形成CA型化合物，C和A、B在同一周期，B与A左右相邻。试回答：（1 ）若nm=6，则A、D形成的化合物的电子

42、式为。（2）D的原子序数为（用含 m的代数式表示）。（3）C离子的结构示意图为。（4）向B的氢化物的水溶液中滴入 A单质的水溶液，发生反应的化学方程式为（5）向A的气态氢化物的水溶液中投入 C的单质，反应的离子方程式为。解析 本题的解题关键是 B元素的确定。确定 B元素的方法有两种，分别为定性法和定 量法。定性法：根据 B的气态氢化物的分子式（H2B）可得B为第VI A元素。由A、B、C、D 为短周期元素可知 B为氧元素或硫元素。故 B只能为硫元素。定量法：根据B的气态氢化物的分子式可知 B显一2价，B的最高正化合价为 82=6, 则B的最高价氧化物的分子式为BO3。由B在其最高价氧化物占40

43、%,则氧占60%，质量比4040/X1为换算成物质量之比为，X=32,摩尔质量为32g/mol，元素为S,所经B6060/16 3为 S, C 为 Al, A 为 Cl, D 为 Li。 Al3+：答案-一丄丄M+10H2S+C2=2HCI+S 2AI+6H+=2AI3+3H2例10 W、X、Y、Z四种元素的核电荷数均小于18,且依次递增，W原子核内仅有一个质子，X原子的电子总数与 Z原子最外层电子数相等，W原子与X原子的最外层电子数之和与Y原子的最外层电子数相等，Z原子L层电子数是K层电子数的3倍，且Z能形成阴离子，由此推断它们的元素符号：W , X ,Y, Z已知 W、X、Z和W、Y、Z分

44、别可组成化合物，其化学式分别为、。解析 W原子核内只有一个质子，应为H ; Z原子L层电子数是 K层电子数3倍，应为O; X原子的电子总数与 Z原子最外层电子数相等，应为C。W与X原子最外层电子数之和与 Y原子的最外层电子数相等，所以Y最外层有5个电子，又 W、X、Y、Z核电荷数依次递增，所以Y应为N。由W、X、Z组成的化合物应为H2CO3, W、Y、Z组成的化合物应为 HNO3。答案 H C N O H2CO3, HNO3一A例11某元素的同位素zX，其氯化物XCl21.11g配成溶液后，需用1mol/L的AgNO 3溶 液200mL，才能把氯离子完全沉淀下来。已知同位素中有20个中子。（1

45、）计算X的质量数是多少。（2）指出X元素在周期表中的位置（周期、族）。把X的单质放入水中，有何反应现象？滴入的酚酞呈现什么颜色 ？写出有关的化学方程式。解析设X的质量数为YXCl2+ 2AgNO 3= X（NO 3）2+2AgCI JY+71g2mol1. 11g1mol/L M00 XI0-3LY 71g2mol3 Y = 401.11g 1mol/ L 100 10 L又 X中有20个中子， X中应含20个质子，位于周期表中第四周期nA族。答案(1)40 (2)4,n A与水反应有气泡产生红色 Ca+2H2O= Ca(OH)2+H2f例12某核素R具有微弱放射性，其原子核内中子数比质子数多43，由它组成的固体单质A,在一定条件下密度为 6. 88g/cm 3,用x射线研究其固体表明，在边长为1. 00 107cm 的立方体中含有20个原子。R在化学反应中常表现为+2价、+4价。在溶液中R2+稳定，而 才有强氧化性，可将NO氧化为HNQ氧化物RsO4,其性质与Fe3O4有些类似。R的另一种 质量数比R少2的同